Thermodynamik

Thermodynamik ist die Lehre von der Energie, ihren Umwandlungen und Übertragungen. In der chemischen Thermodynamik werden Energieänderungen betrachtet, die bei chemischen Reaktionen auftreten.

Grundlagen

Die chemische Thermodynamik beschreibt, wie Energie in Form von Wärme und Arbeit zwischen Systemen übertragen oder umgewandelt wird.

Stoffliche Systeme

Es wird zwischen drei Systemarten unterschieden:

Systemtyp	Stoffaustausch	Wärmeaustausch	Beispiel
Offenes System	möglich	möglich	offenes Reagenzglas
Geschlossenes System	nicht möglich	möglich	Reagenzglas mit Ballon
Isoliertes System	nicht möglich	nicht möglich	Isolierflasche

Prozessführungen chemischer Reaktionen

• Isobar – Reaktion bei konstantem Druck, Ausdehnung oder Kompression möglich.
• Isochor – Reaktion bei konstantem Volumen, keine Volumenänderung möglich.

Volumenarbeit

Die Volumenarbeit (W) ist die Arbeit, die ein System bei Volumenänderung leistet oder aufnimmt.

W = -p · ΔV

• Volumenzunahme → Energieverlust (W < 0)
• Volumenabnahme → Energiegewinn (W > 0)

Beispiel:

Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂ → Δν = 1 (Volumenzunahme)

CuO + H₂ → Cu + H₂O → Δν = −1 (Volumenabnahme)

Erster Hauptsatz der Thermodynamik

Der erste Hauptsatz ist eine spezielle Form des Energieerhaltungssatzes:

ΔR U = Qₘ + Wₘ

Für isochore Prozesse gilt:

ΔR U = Qₘ,v (molare Reaktionsenergie)

Für isobare Prozesse gilt:

ΔR H = Qₘ,p (molare Reaktionsenthalpie)

Exotherme und endotherme Reaktionen

• Exotherm: ΔR H < 0 → Energieabgabe

 Beispiel: 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂  

• Endotherm: ΔR H > 0 → Energieaufnahme

 Beispiel: 2 NH₃ → N₂ + 3 H₂

Thermodynamische Größen

Größe	Symbol	Einheit	Beschreibung
Reaktionswärme	Q	kJ	Aufgenommene oder abgegebene Wärme
Molare Reaktionswärme	Qₘ = Q/n	kJ·mol⁻¹	Wärme pro mol Reaktionsumsatz
Volumenarbeit	W = −p·ΔV	kJ	Arbeit bei Volumenänderung
Molare Volumenarbeit	Wₘ = −p·ΔR Vₘ	kJ·mol⁻¹	Arbeit pro mol Reaktion
Molare Reaktionsenergie	ΔR U	kJ·mol⁻¹	Energieänderung bei konstantem Volumen
Molare Reaktionsenthalpie	ΔR H	kJ·mol⁻¹	Wärmeänderung bei konstantem Druck
Molare Bildungsenthalpie	Δf H	kJ·mol⁻¹	Energie bei Bildung aus Elementen
Molare Verbrennungsenthalpie	Δv H	kJ·mol⁻¹	Energie bei vollständiger Verbrennung

Beispiele:

• ΔfH(NH₄Cl) ≈ −315 kJ·mol⁻¹
• ΔvH(CH₄) = −889 kJ·mol⁻¹

Kalorimetrie

Die kalorimetrische Grundgleichung dient der experimentellen Bestimmung von Enthalpien:

ΔR H = − (m · c · ΔT) / nF

mit

• m – Masse der Flüssigkeit im Kalorimeter
• c – spezifische Wärmekapazität
• ΔT – Temperaturänderung
• nF – Stoffmenge des umgesetzten Stoffes

Satz von Hess

Nach dem Satz von Hess ist die Reaktionsenthalpie unabhängig vom Reaktionsweg:

ΔR H = ΣΔfH(Produkte) − ΣΔfH(Edukte)

Beispiel:

CO + 2 H₂ → CH₃OH

ΔR H = ΔfH(CH₃OH) − [ΔfH(CO) + 2·ΔfH(H₂)]

ΔR H = −814 − (−242 + 0) = −128 kJ·mol⁻¹

Siehe auch

• Energieerhaltungssatz
• Kalorimetrie
• Enthalpie
• Chemische Reaktion

Literatur

• Chemie-LK Köppe; Doradzillo (2025): Thermodynamik. Unterrichtsskript, 16 Stunden.
• Atkins, P.; de Paula, J.: Physikalische Chemie, Wiley-VCH.

Unterrichtsskript

<pdf>File:11.1-Thermodynamik.pdf</pdf>