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Die '''Reaktionsenthalpie''' <math>\Delta H_{\mathrm{R}}</math> gibt die Änderung der [[Enthalpie]] im Verlauf einer Reaktion an, also den [[Energie]]umsatz einer bei konstantem [[Druck (Physik)|Druck]] durchgeführten Reaktion ([[isobare Zustandsänderung]]). Nach dem [[Hess’scher Wärmesatz|Hess’schen Wärmesatz]] ist es – bei gleichem Endzustand – egal, auf welchem Weg die Reaktion stattfindet oder in welcher Form während der Reaktion Energie in Form von [[Wärme]] oder [[Arbeit (Physik)|Arbeit]] aufgenommen oder abgegeben wird. Die Reaktionsenthalpie ist immer die Differenz der Bildungsenthalpien der [[Produkt (Chemie)|Produkte]] und der [[Reaktant]]en:

:<math>\Delta H_{\mathrm{R}} = H_\mathrm{Produkte} - H_\mathrm{Reaktante}</math>

Da die [[innere Energie]] von Stoffen, insbesondere [[reales Gas|(realen) Gasen]], von der [[Temperatur]] und dem Druck abhängig ist, können [[Energieerhaltungssatz|Energiebilanzen]] verschiedener Reaktionen nur dann direkt miteinander verglichen werden, wenn man sich auf gleiche Außenbedingungen bezieht. Dazu verwendet man meist [[Standardbedingungen]], seltener [[Normalbedingungen]]. Die Reaktionsenthalpie unter Standardbedingungen heißt [[Enthalpie#Standardbildungsenthalpie|Standardreaktionsenthalpie]] <math>\Delta H^{0}_\mathrm{R} </math>.

In der Chemie wird meistens die '''molare Reaktionsenthalpie''' verwendet, bei der die Reaktionsenthalpie auf die [[Stoffmenge]]n der zugrundegelegten Reaktionsgleichung (vgl. [[Umsatzvariable]] und [[Formelumsatz]]) bezogen wird. Die Einheit der molaren Reaktionsenthalpie ist dementsprechend [[Joule]] pro [[Mol]] <math>\bigl(\mathrm{\tfrac{J}{mol}} \bigr)</math>.
Bildungsenthalpien von organischen Substanzen können sehr gut mit der [[Benson-Methode]] berechnet werden.

Als '''Reaktionsenergie''' wird der Energieumsatz bezeichnet, wenn die Reaktion bei konstantem Volumen abläuft ([[isochore Zustandsänderung]]). Der Unterschied zur Reaktionsenthalpie entspricht der Arbeit ([[Verschiebungsarbeit]]), die bei konstantem Druck mit der Volumenänderung verbunden ist.

== Vorzeichen ==
=== Negativ: exotherm ===
[[Datei:Exothermic reaction (German).svg|right | mini | exotherme Reaktion;<br /><math>\Delta E_i</math> in der Abbildung entspricht <math>\Delta H_\mathrm{R}</math> im Text]]
Da die Energiebilanz für das System angegeben wird, ist <math>\Delta H_\mathrm{R}</math> negativ, wenn die Produkte energetisch tiefer als die Edukte liegen und somit insgesamt Energie abgegeben wird:

:<math>\begin{align}
\Delta H_\mathrm{R} & < 0\\
\Leftrightarrow H_\mathrm{Produkte} & < H_\mathrm{Edukte}
\end{align}</math>

Wandelt man die freiwerdende Energie nicht um, so wird Wärme freigesetzt und die Probe erwärmt sich. Die Reaktion ist also [[Exotherme Reaktion|exotherm]].
<div style="clear:both;"></div>
=== Positiv: endotherm ===
[[Datei:Endothermic reaction (German).svg|right | mini | endotherme Reaktion;<br /><math>\Delta E_i</math> in der Abbildung entspricht <math>\Delta H_\mathrm{R}</math> im Text]]
Muss jedoch Energie aufgenommen werden, da die Produkte eine höhere Energie als die Edukte haben, wird <math>\Delta H_\mathrm{R}</math> positiv:

:<math>\begin{align}
\Delta H_\mathrm{R} & > 0\\
\Leftrightarrow H_\mathrm{Produkte} & > H_\mathrm{Edukte}
\end{align}</math>

Die nötige Energie wird häufig aus der Umgebungswärme entnommen, die Umgebung wird kälter. Prozesse, bei denen Wärme aufgenommen wird, heißen [[Endotherme Reaktion|endotherm]].
<div style="clear:both;"></div>
=== Quantifizierung ===
Bei Reaktionen molekularer Stoffe lässt sich das [[Vorzeichen (Zahl)|Vorzeichen]] der Reaktionsenthalpie <math>\Delta H_{\mathrm{R}}</math> anhand der aufgebrochenen und neu gebildeten Bindungen während der Reaktion abschätzen. Dies beruht auf der Beobachtung, dass [[polare Bindung]]en stabiler, also energieärmer, als unpolare Bindungen sind. Sind mehr polare Bindungen in den Produktmolekülen als in den Eduktmolekülen vorhanden, so handelt es sich um eine ''exotherme'', im umgekehrten Fall um eine ''endotherme Reaktion''.<ref>Patrik Good: {{Webarchiv | url=http://www.ksh.edu/uploads/media/5Thermodynamik.pdf | wayback=20120117060824 | text=''5 Thermodynamik (Vorlesungsskript)''}} (PDF; 1,1 MB). S. 6 (19 S.).</ref>

Ein zweiter genauerer Weg beruht auf der Differenzrechnung der [[Bildungsenthalpie]]n von Edukten und Produkten.

== Temperaturabhängigkeit ==
Die Reaktionsenthalpie ist wie die Bildungsenthalpie temperaturabhängig. Unter der Voraussetzung, dass es im betrachteten Temperaturintervall (von <math>T_1</math> nach <math>T_2</math>) ''nicht'' zu einem [[Phasenübergang]] kommt, ergibt sich die Enthalpie bei <math>T_2</math> wie folgt:

:<math>H(T_2) = H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \mathrm C_\mathrm{p}\, \cdot \mathrm{d}T</math>.

Wenn die [[Wärmekapazität]] <math>C_p</math> innerhalb des gewählten Temperaturbereichs ungefähr konstant bleibt, kann sie näherungsweise vor das Integral gezogen werden.

Wenn nun eine Reaktion betrachtet wird, ergibt sich für die Reaktionsenthalpie das '''Kirchhoffsche Gesetz''':

:<math>\Rightarrow \Delta H_\mathrm{R} (T_2) = \Delta H_\mathrm{R} (T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_\mathrm{R} C_\mathrm{p} \cdot \mathrm{d}T</math>.

Dabei ergibt sich <math>\Delta_\mathrm{R} C_\mathrm{p}</math> aus den molaren Wärmekapazitäten der an der Reaktion beteiligten Stoffe und ihren zugehörigen [[Stöchiometrie#Stöchiometrische Bilanz|stöchiometrischen Faktoren]] <math>\nu</math>:

::<math>\Delta_\mathrm{R} C_\mathrm{p} = \sum_{k=1}^N \nu_\mathrm{k} \cdot C_\mathrm{p,k}</math>

== Verwandte Größen ==
Bei konstantem Druck:
* [[Enthalpie]]
* [[Gibbs-Energie]] (freie Enthalpie)
* [[Chemisches Potential]]

Bei konstantem Volumen:
* [[Innere Energie]]
* [[Helmholtz-Energie]]

== Einzelnachweise ==
<references/>

[[Kategorie:Thermodynamik]]
[[Kategorie:Chemische Größe]]

Reaktionsenthalpie - Versionsgeschichte

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