Entropie: Chemie

Zurück zur Übersicht

Josiah Willard Gibbs, Namensgeber der Gibbschen freien Enthalpie

Eine chemische Reaktion ist spontan, 
wenn sie von selbst weiterläuft. 

Entropie in der Chemie

Einleitung

Anstatt einer Einleitung gibt es stattdessen eine Buchempfehlung. Wer sich mit der Entropie im Fachgebiet der Chemie beschäftigen will, dem sei das Buch

• Physikalische Chemie: Eine Einführung nach neuem Konzept mit zahlreichen Experimenten
  • (Studienbücher Chemie) 2.011th Edition,
    • von Georg Job und Regina Rüffler

empfohlen. Anders als in den vielen sonstigen Büchern zum selben Thema wird hier der Entropie ein angemessener Platz eingeräumt und ein logisch-didaktisches Konzept umgesetzt, welches dem Lernenden sehr entgegenkommt.

Triebkraft chemischer Reaktionen

Eine wichtige Fragestellung in der Chemie beschäftigt sich mit der Triebkraft einer chemischen Reaktion. Zunächst glaubte man, daß chemische Reaktionen dann von alleine ablaufen, wenn bei der Reaktion Energie freigesetzt wird.

Die Energie einer Reaktion wird als Reaktionsenthalpie (H) bezeichnet. Sie gibt an, ob ein Prozeß exotherm (unter Energiefreisetzung) oder endotherm (unter Energieverbrauch) abläuft.

Man dachte, nur exotherme Reaktionen laufen von alleine ab. Meist ist diese Aussage auch richtig, aber nicht immer. Denn man fand heraus, daß manche Reaktionen auch freiwillig ablaufen, die zu einem Wärmeverbrauch führen und die Temperatur des Reaktionsendproduktes abkühlen.

Ein einfaches Beispiel dafür ist die Lösung von Zucker oder Salz in Wasser. Die Lösung ist kälter als die Temperatur der Ausgangsstoffe. Bei der Reaktion wurde also keine Energie freigesetzt, sondern Energie verbraucht. Dies war zunächst nicht erklärlich.

Zur Triebkraft der Energiefreisetzung musste man einen zweiten Faktor hinzusetzen: Den Faktor der Entropieerhöhung. Nimmt bei einer Reaktion die Entropie zu, wird dies den Reaktionsablauf beschleunigen oder sogar erst möglich machen.

In der Formel von Gibbs Freier Enthalpie wird dies zusammengefasst:

 $G=H-T\cdot S$

Aus der Enthalpie H und der Entropie S mal der absoluten Temperatur T wird G berechnet. Dabei ist zu beachten, daß die Enthalpie einer exothermen Reaktion immer als negativer Wert angegeben wird.

Eine Reaktion läuft freiwillig ab, wenn G < 0 ist. Man spricht dann von einer exergonen Reaktion.

Bei G > 0 bezeichnet man die Reaktion als endergon. Diese läuft nicht freiwillig ab.

Mit Hilfe von Gibbs freier Enthalpie G können über eine Reaktion folgende Aussagen getroffen werden:

freie Enthalpie G < 0 ;
          die chemische Reaktion kann stattfinden

freie Enthalpie G > 0 ;
          die chemische Reaktion findet nicht (freiwillig) statt

freie Enthalpie G = 0 ;
          die chemische Reaktion hat bereits stattgefunden. Chemisches Gleichgewicht

Siehe auch  Josiah Willard Gibbs

Beispiel

Betrachtet man eine Knallgasreaktion unter standardisierten Bedingungen mit einer Temperatur von 298 K = 25 °C und einem Luftdruck von 1013 Hektopascal, dann kann man folgende Werte bestimmen:

H = −286${\tfrac {kJ}{mol}}$
G = −237${\tfrac {kJ}{mol}}$

Wobei kJ die Energieeinheit Kilojoule und mol die Einheit der Stoffmenge ist.

Reaktionsgleichung:

2 H2 (g) + O2 (g) --> 2 H2O (l)
wobei g = gasförmig, l = liquid = flüssig, s = solid = fest

Daraus kann man folgern, daß die Entropie der Reaktion absinkt. Es entsteht eine Flüssigkeit und deren Entropie ist meist niedriger als die Entropie von Gasen.

 $T\cdot S=H-G=(-286-(-237)){\frac {kJ}{mol}}=-49{\frac {kJ}{mol}}$

S = −49 ${\frac {kJ}{mol}}$ / 298 K = −0,164 ${\frac {kJ}{(mol\cdot K)}}$ = −164 ${\frac {J}{(mol\cdot K)}}$ 

Trotz des Entropieverlustes, der eigentlich dem 2. Hauptsatz der Thermodynamik widerspricht, läuft die Reaktion freiwillig ab, weil die freigesetzte Energie den Entropieverlust weit übertrifft.

Beachten Sie, daß hier alle Werte der Gibbs freien Enthalpie, der Reaktionsenthalpie und der Entropie keine absoluten Werte, sondern Differenzwerte der Reaktion vorher – nachher sind.

Streng genommen müßte man von Delta G, Delta H und Delta S sprechen.

Verweise

• dc2.uni-bielefeld.de/dc2/energie/triebkra.htm
• www.chemie.uni-ulm.de/experiment/edm0307.html
  • Endotherme, exergone Reaktion
• www.chemie.uni-ulm.de/experiment/edm0404.html
  • Diffusion
• www.chemie.uni-ulm.de/experiment/edm0506.html
  • Endotherme, exergone Reaktion mit Schwefel
• seilnacht.com/Lexikon/entropie.htm
• Welf A. Kreiner: Entropie - was ist das? Der Begriff aus der Sicht der Chemie

 Kristallographie

Eisblumen, ein Spiel zwischen Ordnung und Entropie

Kristalline und  amorphe Anordnungen sind ein Gegensatzpaar der Kristallchemie, die sich durch ihre Entropie stark unterscheiden.

Der ideal geordnete  Einkristall ist dabei die Anordnung mit der geringsten Entropie. Amorphe Strukturen haben die höchste Entropie bei gleicher Teilchenzahl und Temperatur.

Hat man ein Gemisch von Atomen muß man zwei Arten von Entropie berücksichtigen:

• Die Mischungsentropie, die auf der Vertauschbarkeit der Teilchen beruht,
• und die Volumenentropie, die durch das freie Volumen, das einem Teilchen zur Verfügung steht, definiert ist.

Eine didaktisch gut gemacht Einführung zum Thema Entropie und Kristallchemie findet sich hier: http://www.tf.uni-kiel.de/matwis/amat/mw1_ge/kap_5/backbone/r5_3_2.html

Entropie und Elastizität

• http://www.entropysite.com/rubber_band.html