10.4 Chemische Reaktionen

In Bild 10.34 siehst du ein spektakuläres Beispiel für eine chemische Reaktion (hier eine Verbrennung oder Redoxreaktion).

Chemische Reaktion (Verbrennung) bei einer Bühnenshow

Bild 10.34: Chemische Reaktion (Verbrennung) bei einer Bühnenshow

Die Chemie kennt bis heute über sechs Millionen chemische Reaktionen. In diesem Kapitel erfährst du, was genau eine chemische Reaktion eigentlich ist, wann und wie sie zustande kommt und warum das ganze nicht nur mit Chemie, sondern auch ganz schön viel mit Physik zu tun hat.

10.4.1 Chemische Reaktion

Bei einer chemischen Reaktion (engl. chemical reaction) verschwinden die ursprünglichen Stoffe (Ausgangsstoffe oder Edukten) und es entstehen ein oder mehrere neue Stoffe (Endstoffe oder Produkte). Die Eigenschaften der Anfangs- und Endstoffe unterscheiden sich dabei oft erheblich:

  • Aus Wasserstoff (brennbares Gas) und Sauerstoff (in hoher Konzentration giftiges Gas) entsteht Wasser, ein harmloser und lebenswichtiger Stoff, den du täglich zu dir nimmst.

  • Aus Natrium (hochreaktives Metall) und Chlor (hochgiftiges Gas) entsteht harmloses Kochsalz, mit dem du deine Speisen verfeinerst.

Bei chemischen Reaktionen werden Atome (10.1) zu neuen Atomverbindungen (10.3) angeordnet. Die Anzahl der Atome ändert sich dabei nicht. Die Gesamtmasse der Ausgangsstoffe ist daher gleich der Gesamtmasse der Endstoffe.

Jede chemische Reaktion ist begleitet von physikalischen Veränderungen: Energieänderungen, Leuchterscheinungen, Farbänderungen und/oder Aggregatzustandsänderungen (14.5.2).

10.4.2 Einflussfaktoren für chemische Reaktionen

Damit es überhaupt zu einer chemischen Reaktion (10.4.1) kommt, müssen zunächst einmal die richtigen Atome oder Moleküle zusammentreffen. Außerdem müssen sie sich nahe genug kommen (daher ausreichende Geschwindigkeit haben) und sie müssen mit der richtigen räumlichen Orientierung aufeinandertreffen. Erst wenn alle diese Bedingungen erfüllt sind, kommt es zu einer neuen Verbindung der Ausgangsstoffe. Daraus leiten sich die folgenden Einflussfaktoren ab:

  1. Konzentration der Ausgangsstoffe: Je mehr Atome in den Ausgangsstoffen vorhanden sind, desto wahrscheinlicher ist ein erfolgreiches Zusammentreffen.

  2. Temperatur: Je größer die Temperatur der Ausgangsstoffe, desto größer die Teilchengeschwindigkeit (14.12.6). Mit der Temperatur steigt daher auch die Wahrscheinlichkeit eines erfolgreichen Zusammentreffens.

  3. Molekülgröße: Je einfacher die Oberfläche, desto eher passt die Orientierung bei einem Zusammentreffen. Kleine Moleküle reagieren daher schneller als Riesenmoleküle.

  4. Reaktionsfähigkeit der Ausgangsstoffe: Einige Stoffe sind reaktionsträger, andere Stoffe sind reaktionsfähiger. Reaktionsträge Stoffe befinden sich in einem energiearmen, stabilen Zustand. Reaktionsfähige Stoffe dagegen in einem energiereichen, instabilen Zustand. Diese Eigenschaft hängt mit der Anzahl der Elektronen in der äußersten Schale zusammen (Valenzschale 10.3.1).

  5. Oberfläche (bei Festkörpern): Je größer die Oberfläche, desto mehr mögliche Stellen für ein erfolgreiches Zusammentreffen gibt es. In Bild 10.35 siehst du einen Würfel in kleinere Würfel mit halber Seitenlänge geschnitten. Volumen (und Masse) bleiben dabei gleich, aber die Oberfläche verdoppelt sich! Fein verteiltes Pulver hat eine sehr große Oberfläche und führt oft zu explosionsartigen Reaktionen (Staubexplosion).

Oberflächenvergrößerung

Bild 10.35: Oberflächenvergrößerung

Die meisten chemischen Reaktionen passieren nicht von selbst. Damit es überhaupt zu einer Reaktion kommt, muss zunächst Energie (meistens in Form von Wärme) zugeführt werden. Diese Energie wird Aktivierungsenergie (engl. activation energy) genannt.

Kommt es dann zu einer Reaktion, dann erhöhen die oben beschriebenen Faktoren die Reaktionsgeschwindigkeit daher, wie schnell eine Reaktion abläuft. Für die Temperatur gibt es sogar eine Faustregel: Jede Erhöhung um \(10\;^\circ\mathrm{C}\) verdoppelt die Reaktionsgeschwindigkeit.

10.4.3 Endotherme Reaktion

Im Diagramm 10.36 siehst du den Verlauf einer endothermen (Energie verbrauchenden) Reaktion (engl. endothermic reaction). Die Ausgangsstoffe befinden sich in einem bestimmten Energiezustand (Abschnitt a). Die Aktivierungsenergie wird zugeführt (Abschnitt b) und die chemische Reaktion beginnt. Nach dem erfolgreichen Zusammenstoß der Teilchen kommt es zu einer Energieabgabe und es wird ein Teil der Aktivierungsenergie zurückgewonnen (Abschnitt c). Zur Aufrechterhaltung einer endothermen Reaktion benötigst du daher eine ständige Energiezufuhr.

Energie-Zeit-Diagramm einer endothermen Reaktion

Bild 10.36: Energie-Zeit-Diagramm einer endothermen Reaktion

Ein Beispiel für eine endotherme chemische Reaktion ist das Braten von Kartoffeln (Maillard-Reaktion, Bild 10.37). Sobald du den Herd abdrehst (keine Energie mehr zugeführt wird), stoppt die chemische Reaktion.

Ergebnis einer Maillard-Reaktion

Bild 10.37: Ergebnis einer Maillard-Reaktion

Auch für chemische Reaktionen gilt die Energieerhaltung (5.3.4). Die fehlende Energie ist als Bindungsenergie in den Endstoffen gespeichert. Bei einer endothermen Reaktion sind die Ausgangsstoffe fester gebunden als die Endstoffe.

10.4.4 Exotherme Reaktion

Im Diagramm 10.38 siehst du den Verlauf einer exothermen (Energie liefernden) Reaktion (engl. exothermic reaction). Die Ausgangsstoffe befinden sich in einem bestimmten Energiezustand (Abschnitt a). Die Aktivierungsenergie wird zugeführt (Abschnitt b) und die chemische Reaktion beginnt. Nach dem erfolgreichen Zusammenstoß der Teilchen kommt es zu einer Energieabgabe. Dabei wird nicht nur die Aktivierungsenergie zurückgewonnen, sondern noch ein zusätzlicher Energiebetrag (Abschnitt c). Zur Aufrechterhaltung einer exothermen Reaktion ist keine weitere Energiezufuhr notwendig, da die aus der Reaktion stammende Energie für eine ausreichende Aktivierungsenergie sorgt.

Energie-Zeit-Diagramm einer exothermen Reaktion

Bild 10.38: Energie-Zeit-Diagramm einer exothermen Reaktion

Ein Beispiel für eine exotherme chemische Reaktion ist das Verbrennen von Papier (Redoxreaktion), Bild 10.39). Einmal mit einem Streichholz entfacht, verbrennt das gesamte Papier auch ohne zusätzliche Energiequelle, bis alle Ausgangsstoffe zu Asche geworden sind.

Verbrennen von Papier

Bild 10.39: Verbrennen von Papier

Auch für chemische Reaktionen gilt die Energieerhaltung. Die zusätzliche Energie stammt aus der Bindungsenergie der Anfangsstoffe. Bei einer exothermen Reaktion sind die Endstoffe fester gebunden als die Ausgangsstoffe.

Links:

10.4.5 Katalysator

Versuchst du einen Zuckerwürfel anzuzünden, wirst du feststellen, dass er nicht brennt, er beginnt nur zu karamellisieren (Bild 10.40, links). Bestreust du den Zuckerwürfel mit Asche, lässt er sich problemlos anzünden (Bild 10.40, rechts).

Anzünden eines Zuckerwürfels

Bild 10.40: Anzünden eines Zuckerwürfels

Die Asche bewirkt ein Herabsetzen der Aktivierungsenergie (10.4.2) für den chemischen Prozess (Bild 10.41). Und das beste dabei: Die Asche nimmt zwar am Reaktionsprozess teil, wird dabei aber nicht „verbraucht“ und steht am Ende wieder unverändert zur Verfügung.

Die gleich Reaktion ohne (links) und mit Katalysator (rechts)

Bild 10.41: Die gleich Reaktion ohne (links) und mit Katalysator (rechts)

Stoffe wie die Asche in unserem Beispiel, die die Aktivierungsenergie herabsetzen und bei einer Reaktion selbst nicht verbraucht werden, beschleunigen (katalysieren) eine Reaktion und werden daher Katalysator (engl. catalyst) genannt.

10.4.6 Reaktionsgleichung

Jede chemische Reaktion kann durch eine Reaktionsgleichung (engl. chemical equation) beschrieben werden. In Bild 10.42 siehst du oben die an der chemischen Reaktion beteiligten Moleküle und darunter die entsprechende Reaktionsgleichung. Links vom Pfeil stehen die Ausgangsstoffe, rechts davon die Endstoffe.

Beispiel für eine Reaktionsgleichung

Bild 10.42: Beispiel für eine Reaktionsgleichung

In der Reaktionsgleichung werden alle Moleküle durch ihre Summenformel (10.3.3) angeschrieben. Die Zahl vor einem Molekül gibt die Anzahl der an der Reaktion beteiligten Moleküle an.

\[ \mathrm{CH_4}+2\mathrm{O_2}\ \longrightarrow\ \mathrm{CO_2}+2\mathrm{H_2O} \]

Das Pluszeichen in einer Reaktionsgleichung wird als aufzählendes „und“ gesprochen. Die Reaktion oben würde das lauten: „Methan und Sauerstoff reagieren miteinander unter Bildung von Kohlendioxid und Wasser.“

Da Atome bei einer chemischen Reaktion nicht erschaffen oder zerstört werden, muss die Anzahl der Atome vor und nach der Reaktion gleich sein (Massenerhaltungssatz). In unserem Beispiel befinden sich ein Kohlenstoffatom (\(\mathrm{C}\)), vier Wasserstoffatome (\(\mathrm{H}\)) und vier Sauerstoffatome (\(\mathrm{O}\)) auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung.

10.4.7 Reaktion nur im richtigen Verhältnis

Aus der Gleichung (Bild 10.42) kannst du herauslesen, dass Methan (\(\mathrm{CH_{4}}\)) und Sauerstoff (\(\mathrm{O_{2}}\)) immer im Verhältnis 1:2 reagieren. In jeder Reaktionsgleichung wird immer nur das einfachste Verhältnis angegeben. Dieselbe Reaktion würde natürlich auch im Verhältnis von 2:4, 10:20 oder 1000:2000 der Ausgangsstoffe ablaufen.

Und da es sich um immer um ganze Atome handelt, ist das Verhältnis auch immer ganzzahlig. Dass eine Reaktion immer im selben ganzzahligen Verhältnis abläuft, wird Gesetz der multiplen Proportionen (engl. law of multiple proportions) genannt.

Was wäre, wenn wir Methan und Sauerstoff im Verhältnis 1:1 miteinander reagieren lassen würden? Ganz einfach: Die Hälfte der Methan-Moleküle hätte keine Reaktionspartner und würde einfach übrig bleiben.

10.4.8 Falsche Reaktionsgleichungen

Eine falsche Reaktionsgleichung kannst du leicht erkennen, wenn links und rechts des Reaktionspfeils nicht dieselbe Anzahl an Atomen steht. Aber auch nicht jede mathematisch korrekte Reaktionsgleichung entspricht einer realen chemischen Reaktion! Zum Beispiel ist die Reaktionsgleichung

\[ \mathrm{2\ H + O \enspace\rightarrow\enspace H_2O} \]

zwar mathematisch korrekt, kommt aber in der Natur trotzdem nicht vor. Der Grund dafür ist, dass sowohl Wasserstoff als auch Sauerstoff nur im Doppelpack, also gebunden als \(\mathrm{H_2}\) und \(\mathrm{O_2}\) vorkommen. Die korrekte Gleichung für die Knallgasreaktion lautet daher:

\[ \mathrm{2\ H_2 + O_2 \enspace\rightarrow\enspace 2\ H_2O} \]

10.4.9 Chemisches Gleichgewicht

Viele chemische Reaktionen können nicht nur in eine Richtung, sondern auch in die entgegengesetzte Richtung ablaufen (Rückreaktion (engl. reversible reaction)). Nehmen wir als Beispiel eine Reaktion mit den Ausgangsstoffen \(A\) und \(B\) und den Endstoffen \(C\) und \(D\).

\[ A + B \enspace\rightleftarrows\enspace C + D \]

Anfänglich kommt es hauptsächlich zur Hinreaktion, da für eine Rückreaktion noch zu wenig Ausgangsstoffe (Endstoffe der Hinreaktion) vorhanden sind. Allmählich nimmt die Geschwindigkeit der Rückreaktion zu und die Geschwindigkeit der Hinreaktion wird kleiner (da die Konzentration der Ausgangsstoffe geringer wird). Früher oder später erreichen die Geschwindigkeit der Hin- und der Rückreaktion denselben Wert (Bild 10.43).

Erreichen des chemischen Gleichgewichts

Bild 10.43: Erreichen des chemischen Gleichgewichts

Dann ist das chemische Gleichgewicht (engl. chemical equilibrium) der Reaktion erreicht und pro Sekunde finden gleich viele Hin- wie Rückreaktionen statt. Die Anzahl an Ausgangs- und Endstoffen bleibt konstant und nach außen hin gibt es keine Veränderung mehr.

Chemisches Gleichgewicht bedeutet natürlich nicht, dass es zu keinen Reaktionen mehr kommt, sondern nur, dass sich Hin- und Rückreaktion die Waage halten und sich die Konzentration der Stoffe nicht ändert.

Die Konzentration von Ausgangs- und Endstoffen nach dem Erreichen des chemischen Gleichgewichts kann sehr unterschiedlich sein. Manche Reaktionen laufen fast vollständig ab und es bleibt von den Ausgangsstoffen fast nichts übrig. Bei anderen Reaktionen ist es genau umgekehrt und fast alle Ausgangsstoffe bleiben übrig.

10.4.10 Molmasse

Aus der Reaktionsgleichung erfahren wir zwar das Verhältnis der Ausgangsstoffe für eine bestimmte Reaktion. In der Praxis möchtest du aber wissen, wie viel Gramm von Ausgangsstoff \(A\) und Ausgangsstoff \(B\) muss ich mischen, um soundso viel Gramm von Endstoff \(C\) zu erhalten. Da aber die Stoffe in der Reaktionsgleichung unterschiedliche Massen haben, nützt dir das Verhältnis der Stoffe alleine noch nichts.

Im Periodensystem befindet sich eigentlich schon eine Massenangabe für die Elemente, die relative Atommasse (10.2.7). Sie gibt die Masse als Vielfaches der Masse eines Wasserstoffatoms an - eine nicht gerade alltagstaugliche Massenangabe.

Um auf alltagstaugliche Massen zu kommen, wird die relative Atommasse mit der Zahl 602 Trilliarden (\(6\cdot 10^{23}\)) multipliziert (genauer Wert \(6.0221408\times 10^{23}\)). Diese Stückzahl wird zu Ehren von Amedeo Avogadro die Avogadro-Konstante (engl. Avogadro constant) genannt. Diese Zahl ist sehr clever gewählt, denn sie rechnet die relative Atommasse direkt in Gramm um! Das Produkt aus Avogadro-Konstante und relative Atommasse, also die Masse von 602 Trilliarden Teilchen eines Stoffes in Gramm, wird Molmasse (oder molare Masse) genannt. Hier ein paar Beispiele zum besseren Verständnis:

Formel Art des Teilchens relative Atommasse
(Periodensystem)
Masse in \(g\) für
\(1\;\mathrm{mol}\) Teilchen

\(\mathrm{Al}\)

Aluminium-Atome

27

27

\(\mathrm{H_2}\)

Wasserstoff-Moleküle

2 (\(=1+1\))

2

\(\mathrm{H_2O}\)

Wasser-Moleküle

18 (\(=2\cdot1+16\))

18

\(\mathrm{H_2SO_4}\)

Schwefelsäure-Moleküle

98 (\(=(2\cdot1)+32+(4\cdot16)\))

98

10.4.11 Molvolumen

Alle Stoffe haben unterschiedliche Dichte (15.1.1), daher hat \(1\;\mathrm{mol}\) jeder Substanz normalerweise ein unterschiedliches Volumen (Molvolumen oder molares Volumen). Allerdings gibt es da eine bemerkenswerte Ausnahme.

Als ideale Gase werden Gase bezeichnet, bei denen die Molekülkräfte zwischen den Gasteilchen (10.3.9) bei Normalbedingungen (\(0\;^\circ\mathrm{C}\) und normaler Luftdruck auf Meereshöhe) sehr klein sind. Gase wie Sauerstoff, Helium, Stickstoff und viele weitere alltägliche Gase sind „ideal“.

Molvolumina idealer Gase

Bild 10.44: Molvolumina idealer Gase

Für jedes ideale Gas bei Normalbedingungen gilt, dass ein Mol immer genau ein Volumen von \(22{,}4\;\mathrm{\ell}\) (Liter) hat (Bild 10.44). Dabei spielt es keine Rolle, ob es sich um ein einatomiges Gas (wie zum Beispiel reinen Sauerstoff) oder ein Gemisch aus idealen Gasen (wie zum Beispiel Luft) handelt.

Jetzt wirst du dich vielleicht fragen, ob es überhaupt nicht ideale Gase gibt. Ein solches reales Gas ist zum Beispiel Ammoniak (\(\mathrm{NH_3}\)). Hier sind die intermolekularen Kräfte bei Normalbedingung noch zu groß. Erst ab einer Temperatur von etwa \(500\;^\circ\mathrm{C}\) verhält sich auch Ammoniak wie ein ideales Gas.

10.4.12 Enthalpie

Die Energie, die in chemischen Stoffen gespeichert ist, wird Enthalpie \(H\) (engl. enthalpy) genannt.

Die bei einer chemischen Reaktion umgesetzte Energie wird Reaktions-Enthalpie \(\Delta H\) (engl. enthalpy of reaction) genannt. Du kannst sie in den Bildern 10.36 und 10.38 als Energiedifferenz \(\Delta E\) erkennen.

Da die Energieerhaltung gilt, kann die Reaktionsenergie als Summe der Energien der Endstoffe minus der Summe der Energien der Ausgangsstoffe geschrieben werden.

\[ \Delta H=\sum H_\mathrm{Endstoffe}-\sum H_\mathrm{Ausgangsstoffe} \]

Im Fall einer endothermen Reaktion (10.4.3) ist die Reaktions-Enthalpie positiv (\(\Delta H > 0\), Energie der Endstoffe > Energie der Ausgangsstoffe). Und im Fall einer exothermen Reaktion (10.4.4) ist die Reaktionsenergie negativ (\(\Delta H < 0\), Energie der Endstoffe < Energie der Ausgangsstoffe).

Die Reaktionsenergie wird üblicherweise für die Reaktion von 1 Mol Teilchen angegeben. Hier ein paar Beispiele:

  • \(2\;\mathrm{g}\) Wasserstoff + \(16\;\mathrm{g}\) Sauerstoff ergeben \(18\;\mathrm{g}\) Wasser. Bei dieser exothermen Reaktion ist die Reaktionsenergie \(\Delta H = -286\;\mathrm{kJ}\).

  • \(24\;\mathrm{g}\) Kohlenstoff + \(32\;\mathrm{g}\) Sauerstoff ergeben \(56\;\mathrm{g}\) Kohlenstoffmonoxid. Bei dieser endothermen Reaktion ist die Reaktionsenergie \(\Delta H = +222\;\mathrm{kJ}\).

10.4.13 „Freiwilligkeit“ von Reaktionen

Sehr interessant ist die Frage nach der „Freiwilligkeit“ einer chemischen Reaktion, also unter welchen Bedingungen eine Reaktion von selbst abläuft oder nicht. Es ist naheliegend zu vermuten, dass exotherme Reaktionen (10.4.4) immer von selbst ablaufen und endotherme Reaktionen (10.4.3) nicht. Allerdings gibt es auch endotherme Reaktionen, die von selbst ablaufen, sobald die Aktivierungsenergie zugeführt wurde! Die Energieaufnahme erfolgt dann zum Beispiel durch Abkühlung des Reaktionsgefäßes.

Chemische Reaktionen folgen den Gesetzen der Thermodynamik. In der Natur passieren Änderungen nur dann von selbst, wenn die Entropie insgesamt zunimmt (2. Hauptsatz der Thermodynamik 14.15.5). Das gilt natürlich auch für chemische Reaktionen.

In der Praxis laufen chemische Reaktionen häufig isotherm (bei konstanter Temperatur) und isobar (unter konstantem Druck) ab. In diesem Fall gibt es eine Formel, deren Vorzeichen darüber Auskunft gibt, ob eine Reaktion „freiwillig“ abläuft oder nicht. Dieses Gleichgewichtskriterium lautet:

\[ \Delta G=\Delta H-T\cdot\Delta S \]

In der Gleichung bedeuten:

  • \(\Delta G\), die Differenz der Gibbs-Energie (oder freie Enthalpie) von End- und Ausgangsstoffen (in \(\mathrm{J}\))
  • \(\Delta H\), die Differenz Reaktions-Enthalpie von End- und Ausgangsstoffen (in \(\mathrm{J}\))
  • \(T\), die absolute Temperatur des Systems (in \(\mathrm{K}\))
  • \(\Delta S\), die Differenz der Entropie von End- und Ausgangsstoffen (in \(\mathrm{J/K}\))

Die Gibbs-Energie ist eine reine Berechnungsgröße und entspricht nicht wie zum Beispiel die kinetische Energie oder die elektrische Energie einer bestimmten Energieform.

  • Ist die Gibbs-Energie der Reaktionsprodukte kleiner als die Gibbs-Energie der Ausgangsstoffe (\(\Delta G < 0\)), dann läuft die Reaktion in Richtung der Produkte ab (exergone, thermodynamisch günstig).
  • Ist die Gibbs-Energie der Reaktionsprodukte größer als die Gibbs-Energie der Ausgangsstoffe (\(\Delta G > 0\)), dann läuft die Reaktion in umgekehrter Richtung ab (endergone, thermodynamisch ungünstig).
  • Der Wert von \(\Delta G\) hängt in der Regel vom Verhältnis der Ausgangsstoffe und der Produkte ab und ändert sich daher im Verlaufe einer Reaktion. Wird im Laufe einer Reaktion \(\Delta G=0\), laufen Hin- und die Rückreaktion mit gleicher Geschwindigkeit ab – das reagierende System hat ein chemisches Gleichgewicht (10.4.9) erreicht.

Da die Entropie mit steigender Temperatur zunimmt, lässt mitunter die Richtung einer Reaktion dadurch umdrehen, dass sie bei einer anderen Temperatur durchgeführt wird.