Endotherme Reaktion

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche

Als endotherm werden in der Chemie Reaktionen bezeichnet, bei denen Energie zugeführt werden muss. Die Standardenthalpiedifferenz \Delta H^\circ ist dabei positiv.[1] Die Enthalpie H ist die Summe aus der Inneren Energie eines Systems und dem Produkt aus Druck und Volumen. Sie ist der Wärmegehalt eines Systems bei konstantem Druck.[2] Eine endotherme Reaktion ist demnach eine Reaktion, bei der Energie in Form von Wärme aus der Umgebung aufgenommen wird. Sie stellt das Gegenteil einer exothermen Reaktion dar. Bezeichnet \Delta H die Differenz der Enthalpien der End- (H_2) und Ausgangsstoffe (H_1), also die aufgenommene Energie, gilt für endotherme Reaktionen: \Delta H = H_2 - H_1 > 0.

Ablauf einer endothermen Reaktion[Bearbeiten]

Wie bei exothermen Reaktionen erfolgt auch bei endothermen Reaktionen der Ablauf in zwei Schritten. Zunächst muss eine bestimmte Aktivierungsenergie aufgebracht werden, anschließend wird ein Teil dieser Energie wieder frei. Der Unterschied zur exothermen Reaktion liegt darin, dass diese freiwerdende Energie geringer als die Aktivierungsenergie ist und daher nicht ausreicht, die Reaktion weiter voranzutreiben. Die Reaktionsenergie ist positiv. Daher muss, um die Reaktion nicht zu unterbrechen, während der Reaktion Energie kontinuierlich von außen zugeführt werden.

Damit eine endotherme Reaktion überhaupt stattfinden kann (exergon ist), muss die Reaktion durch Zunahme der Entropie begünstigt sein und so eine negative freie Enthalpie besitzen. Endotherme Reaktionen finden daher häufig bei hohen Temperaturen statt, da bei diesen gemäß der Gibbs-Helmholtz-Gleichung der Entropieanteil der freien Enthalpie größer ist. Dies zeigt sich beispielsweise am Boudouard-Gleichgewicht, bei dem bei hohen Temperaturen die endotherme Reaktion zu Kohlenstoffmonoxid stattfindet.

Enthalpieprofil einer endothermen Reaktion Legende:
\!\ H := \text{Enthalphie}
\!\ \Delta^{\ddagger}H := \text{Aktivierungsenthalpie}
\!\ \Delta_\mathrm{R} H := \text{Reaktionsenthalpie}

links: Ausgangszustand der Edukte: stabil
mittig: Übergangszustand des aktivierten Komplexes: instabil
rechts: Endzustand der Produkte: metastabil

Beispielsweise: Führt man einer Koksschicht Wasserdampf zu, findet eine endotherme Reaktion statt: \mathrm{C + H_2O \ \xrightarrow{\triangle} \ CO + H_2}.

Industrielle Chemie[Bearbeiten]

Als allotherm werden endotherme Reaktionen in der industriellen Chemie bezeichnet.[3] Wichtige Beispiele hierfür sind etwa allotherme Pyrolysen, bei denen die Biomasse durch von außen zugeführte Wärme gespalten wird, oder die Dampfreformierung bei der Herstellung von Synthesegas. Der Gegensatz dazu sind im industriellen Sprachgebrauch autotherme Reaktionen.

Physik[Bearbeiten]

In der Physik heißt dementsprechend eine Kernreaktion endotherm, wenn sie nur mit äußerer Energiezufuhr stattfinden kann. Die Energie kann als kinetische Energie der anfänglichen Reaktionspartner vorhanden sein, indem diese auf eine hohe Geschwindigkeit beschleunigt werden (siehe Teilchenbeschleuniger). Weitere Möglichkeiten der Energiezufuhr sind Druck und hohe Temperatur z. B. bei der Kernfusion.

Weblinks[Bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1.  Eintrag: endothermic reaction. In: IUPAC Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). doi:10.1351/goldbook.E02095 (Version: 2.3.2).
  2.  Eintrag: enthalpy, H. In: IUPAC Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). doi:10.1351/goldbook.E02141 (Version: 2.3.2).
  3. K. Weissermel, H.-J. Arpe: Industrielle organische Chemie: Bedeutende vor- und Zwischenprodukte. Wiley-VCH, 2007, ISBN 978-3-527-31540-6.