1.4 Energetische Grundlagen

Wenn einer oder mehrere Stoffe chemisch reagieren, wird Energie benötigt oder freigesetzt. Dies gilt für alle chemischen und daher auch biochemisch-physiologischen Vorgänge. Die dabei genutzte Energie wird meist als Wärme umgesetzt, den Wärmeinhalt bei konstantem Druck bezeichnet man als Enthalpie H[1].

Allgemein erfolgt eine Reaktion wie folgt dargestellt:

Edukte → Produkte

Je nachdem, ob die Enthalpie der Edukte oder die der Produkte größer ist, unterscheidet man zwischen exergoner Reaktion (Energie wird frei; H(Edukte) > H(Produkte)) und endergoner Reaktion (Energie muß zum Ablauf der Reaktion zugeführt werden; H(Edukte) < H(Produkte)) bzw. synonym zwischen exothermer (Wärme wird frei) und endothermer Reaktion (Wärme wird aufgenommen).

Die Standardreaktionsenthalpie[2]

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läßt sich anhand der Standardbildungsenergien[2]

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berechnen:

Für Elemente beträgt die Standardbildungsenergie . Für Elemente, die – wie z. B. Kohlenstoff – in unterschiedlichen Modifikationen vorliegen, erhält die stabilste Form 0. So beträgt beispielsweise und . Bei Verbindungen muß entsprechenden Tabellen entnommen werden. GERMAIN HENRI HESS stellte 1840 in einem Wärmesatz den Einfluß des Reaktionswegs (über unterschiedliche Zwischenprodukte von ein und demselben Edukt zum gleichen Produkt) auf die bei der entsprechenden Reaktion entstehende Reaktionsenthalpie dar. Wärmesatz nach HESS: Die Enthalpieänderung einer Gesamtreaktion ist die Summe der Einzeländerungen der Einzelreaktionen. Für die Synthese von Kohlenstoffdioxid gibt es mehrere Möglichkeiten. Die einfachste ist die direkte Synthese aus den Elementen Kohlenstoff und Sauerstoff. Reaktion: C + O2  CO2

Anstatt der direkten Oxidation von Kohlenstoff mit 2 Sauerstoffatomen kann unter bestimmten Voraussetzungen nur 1 O übertragen werden und erst dann das Zweite: 1. Teilreaktion: Kohlenmonoxidsynthese C + O2  CO

2. Teilreaktion: CO2-Synthese CO + O2  CO2

Gesamtbilanz:

Neben der energetischen (thermischen) Zwängen und Gegebenheiten chemischer Systeme spielt die Entropie eine weitere wichtige Rolle. Sie ist ein Maß für die Unordnung eines Systems. Gem. des 2. Hauptsatz der Thermodynamik streben alle (und damit auch chemische) Systeme zu einem größtmöglichen Entropiezustand. So ist beispielsweise die Entropie eines Stoffes im festen Aggregatzustand kleiner als die im flüssigen und diese wiederum kleiner als die Entropie des gasförmigen Zustands.

Die sog. freie Enthalpie[3] kann als Maß der Triebkraft einer chemischen Reaktion – angetrieben durch Entstehung energiearmer und damit stabiler Endzustände (ΔH < 0) sowie durch Zunahme der Entropie (S > 0) – angegeben und berechnet werden:

ΔG = ΔH - T * ΔS

mit

ΔG: freie Enthalpie

ΔH: Enthalpieänderung

T: Temperatur in K[4]

ΔS: Entropieänderung

Sofern ΔG < 0 findet ein freiwilliger Ablauf der Reaktion statt (die entsprechende Reaktion ist exeron). Wenn ΔG > 0 findet die Reaktion nicht freiwillig (nicht ohne weitere Energiezufuhr; Reaktion ist enderon) statt.

Die zur Auslösung einer Reaktion zugeführte Energie wird als Aktivierungsenergie E_A bezeichnet. Erst wenn das chemische System entsprechend viel Energie aufgenommen hat, kann die Reaktion ablaufen:

Abb. 2: Reaktionsverlauf am Beispiel einer exothermen Reaktion Sofern dem System die notwendige Aktivierungsenergie E_A zugeführt wurde, läuft die Reaktion unter Abgabe von Energie freiwillig ab. Dabei wird sowohl die Aktivierungsenergie frei, als auch zusätzliche Reaktionsenthalpie.