These:

Wird bei einer chemischen Reaktion viel Energie frei, so ist dies ein Hinweis, dass die entstandenen Reaktionsprodukte besonders stabil sind. Oder anders ausgedrückt: Die im Reaktionsprodukt enthaltenen Atomarten (Elemente) haben eine besonders große Affinität (Zuneigung, Triebkraft) zu einander. Erinnern wir uns an die Affinitätsreihe bzw. Oxidationsreihe der Metalle. Demzufolge ist Magnesiumoxid eine sehr stabile Verbindung, denn die Reaktion des sehr unedlen Metalls Magnesium mit dem Luftsauerstoff liefert eine spektakuläre Energiefreisetzung.

Die bei chemischen Reaktionen als Wärme an die Umgebung abgegebene Reaktionsenthalpie ist ein Maß für die Affinität der Edukte zueinander.

Das wurde schon 1878 von Julis Thomsen und Marcellin Berthelot formuliert. Demzufolge müssen endotherme Reaktionen durch Zufügen von Energie erzwungen werden, wobei die entstehenden Reaktionsprodukte sehr instabil sind. Das ist ja auch alles völlig logisch, solche Prozesse beobachten wir doch überall:

• So muss man zwar Benzin erst anzünden, also dem Benzin erst eine Aktivierungsenergie zufügen - aber dann läuft die Verbrennung freiwillig ab und liefert viel Energie.
   
• Der menschliche Organismus gewinnt Energie durch Abbau von Kohlenhydraten zu Kohlenstoffdioxid und Wasser.

Aber: Ist das wirklich ein allgemein gültiges Gesetz?

Konflikt:

Beispiele:

1. Wäsche trocknet selbst im Winter auf der Leine freiwillig, obgleich dieser Vorgang ein endothermer Prozess ist.
    
2. Viele Salze lösen sich in Wasser endotherm.
    
3. Eine Zitronensäure-Lösung (2-Hydroxy-propan-1,2,3-tri-carbonsäure) reagiert endotherm mit Natriumhydrogencarbonat unter Bildung von gasförmigem Kohlenstoffdioxid.
    
4. Die beiden Feststoffe Bariumhydroxid-Octahydrat und Ammoniumnitrat reagieren endotherm spontan miteinander.

Schlussfolgerung:

Es muss noch einen anderen Faktor für die Freiwilligkeit von ablaufenden Reaktionen geben.
Um dies zu klären, müssen wir uns mit der Unordnung im Universum beschäftigen.

Das ganze Universum strebt nach Unordnung!

Zur wissenschaftlichen Beschreibung des Ordnungszustandes eines Systems verwendet man den Begriff Entropie (S). Die Entropie ist eine Größe, die mit steigender Unordnung zunimmt. Beispielsweise steigt beim Lösen einer Tablette in Wasser die Entropie.

Wenn wir die oben, im letzten Artikel aufgeführten Beispiele für endotherme, freiwillig ablaufende Reaktionen miteinander vergleichen, stellen wir eine Gemeinsamkeit fest: Aus geordneten Strukturen entstehen ungeordnete Systeme: Aus Ordnung wird Chaos.

1. Die Wassermoleküle in der Wäsche verteilen sich beim Trocknen der Wäsche in der Umgebung.
    
2. Die in einem Ionengitter geordneten Kationen und Anionen eines Salzes verteilen sich im Lösemittel Wasser.
    
3. Aus dem schon ungeordnetem System einer Säurelösung mit ihren hydratisierten Wasserstoff-Ionen und Säurerest-Ionen und einem geordnetem Salzsystem entsteht neben einer neuen ungeordneten Salzlösung (Natriumcitrat-Lösung) noch ein Gas, das sich in der Umgebung verteilt. Ein Gas stellt eine enorme Unordnung dar.
    
4. Aus zwei geordnete Salzsysteme entstehen hydratisierte Ionen und darüber hinaus noch ein Gas, das sich in der Umgebung verteilt.

Sowohl die Abnahme der Energie eines Systems als auch die Zunahme der Unordnung sind Kriterien, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.

Prinzip: Energieminimum und maximale Unordnung.

Die so genannte Gibbs-Helmholtz-Gleichung verknüpft die Enthalpie mit der Entropie zu einer neuen Funktion, der freien Enthalpie (G), auch Gibbssche Energie genannt.

Wenn ΔG negativ ist, dann verläuft die Reaktion freiwillig. Man spricht auch von einer exergonischen Reaktion. Der günstigste Fall tritt ein, wenn ΔH negativ ist und ΔS positiv.
Ist ΔG positiv, so spricht man von einer endergonischen Reaktion. In der folgenden Tabelle sind alle Fälle aufgeführt:

Lösevorgang von Salzen

Ein Salz löst sich, wenn der Lösevorgang exergonisch ist. Da man die Anzahl an frei beweglichen Teilchen bzw. das Ausmaß an hydratisierten Ionen nur schwer ermitteln kann, sind Aussagen über die Entropie von Lösevorgängen kaum möglich. Auch die Lösungsenthalpie ist schwer zu ermitteln. Einerseits muss Energie aufgewandt werden, um die Kationen und Anionen im Ionengitter zu trennen, andererseits wird bei der Hydratation der Ionen Energie frei. 

Informationen (Material):

Die Knallgasreaktion ist eine der bekanntesten Reaktionen in der Schulchemie. Sie ist nicht nur für den Nachweis von Wasserstoff wichtig, sondern auch um zu verdeutlichen, dass Wasser eine Verbindung aus den Elementen Wasserstoff und Sauerstoff ist. Außerdem spielt die geregelte Knallgasreaktion bei der Brennstoffzelle eine zentrale Rolle. Normalerweise wird sie bei Bedingungen durchgeführt.

Hilfen

Tabelle der Standard-Enthalpien

Tabelle der Standard-Entropien

Hilfe für die Umrechung von Temperaturen

Aufträge:

1. Berechne die Enthalpieänderung dieser Reaktion und formuliere einen Aussagesatz bezüglich der Energetik dieser Reaktion. Gehe davon aus, dass sowohl die Edukte als auch die Reaktionsprodukte gasförmig vorliegen.
    
2. Gib zunächst eine begründete Einschätzung der Entropieänderung, berechne dann die Entropieänderung und vergleiche mit deiner Einschätzung.
    
3. Errechne die Änderung der freien Enthalpie (Gibbssche Energie), formuliere einen Aussagesatz bzgl. des Ergebnisses und errechne, bei welcher Ausgangstemperatur (in °C) die Reaktion nicht mehr spontan verläuft.