Reaktionsenthalpie (Satz von Hess)

Summiere die Standardbildungsenthalpien der Produkte, summiere die der Edukte und bilde die Differenz: ΔH°$R = \Sigma{}\Delta{}H$°f(Produkte) − ΣΔH°f(Edukte). Jeder Wert wird mit seinem stöchiometrischen Koeffizienten multipliziert, Elemente im Standardzustand zählen null. Beispiel Methanverbrennung CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l): Produkte $-393{,}5 + 2\cdot{}(-285{,}8) = -\frac{965{,}1 kJ}{mol}$, Edukte $-74{,}9 + 0 = -\frac{74{,}9 kJ}{mol}$, also ΔH°$R = -965{,}1 - (-74{,}9) = -\frac{890{,}2 kJ}{mol}$. Das negative Vorzeichen zeigt eine exotherme Reaktion an. Die Tabellenwerte gelten für 298 K und 1 bar; achte auf den angegebenen Aggregatzustand der Stoffe.

Die insgesamt umgesetzte Wärme einer Reaktion hängt nur vom Start- und Endzustand ab, nicht vom Weg dazwischen. Ob Kohlenstoff direkt zu CO₂ verbrennt oder erst zu CO und dann weiter zu CO₂: Die Summe der Reaktionsenthalpien ist in beiden Fällen gleich, nämlich $-\frac{393{,}5 kJ}{mol}$. Der Grund ist, dass die Enthalpie eine Zustandsgröße ist, vergleichbar mit der Höhe beim Bergsteigen: Der Höhenunterschied zwischen Tal und Gipfel ist unabhängig von der gewählten Route. Praktisch erlaubt das, unmessbare Reaktionen aus messbaren zusammenzusetzen. Die Bildung von CO aus den Elementen lässt sich kaum sauber messen, aus zwei Verbrennungsenthalpien aber exakt berechnen: $-393{,}5 - (-283{,}0) = -\frac{110{,}5 kJ}{mol}$.

Drei Muster dominieren. Erstens die Reihenfolge: Es heißt Produkte minus Edukte; wer umgekehrt rechnet, macht aus jeder exothermen Reaktion eine endotherme. Zweitens das Umkehren von Teilgleichungen: Wird eine Reaktion rückwärts verwendet, kehrt sich das Vorzeichen ihrer Enthalpie um; beim Kombinieren gegebener Gleichungen ist das der häufigste Fehler. Drittens das Subtrahieren negativer Werte: −965,1 − (−74,9) ist −890,2, nicht −1040; die doppelte Verneinung wird zur Addition. Dazu kommt der Klassiker, Elementen wie O₂ fälschlich eine Bildungsenthalpie zuzuweisen; sie haben per Definition ΔH°$f = 0$. Ein Größenordnungs- und Vorzeichencheck am Ende (Verbrennungen sind exotherm!) fängt die meisten dieser Fehler ab.

Weil der Wechsel des Aggregatzustands selbst Energie kostet oder liefert. Flüssiges Wasser hat ΔH°$f = -\frac{285{,}8 kJ}{mol}$, Wasserdampf nur $-\frac{241{,}8 kJ}{mol}$; die Differenz von $\frac{44{,}0 kJ}{mol}$ ist genau die molare Verdampfungsenthalpie. Rechnest du eine Verbrennung mit H₂O(g) statt H₂O(l), fällt das Ergebnis also um 44 kJ pro Mol Wasser weniger exotherm aus. Genau dieser Unterschied steckt hinter den Begriffen Brennwert (Wasser flüssig, Kondensationswärme wird genutzt) und Heizwert (Wasser gasförmig). In Aufgaben musst du deshalb konsequent die Tabellenwerte für den angegebenen Zustand verwenden und die Zustandssymbole (s), (l), (g) in der Reaktionsgleichung ernst nehmen.

Die Reaktionsenthalpie ΔH ist die Energiebilanz zwischen Edukten und Produkten: Sie sagt, wie viel Wärme insgesamt frei wird oder aufgenommen wird, und bestimmt damit die Thermodynamik. Die Aktivierungsenergie E_A ist dagegen die Energiebarriere auf dem Weg zum Übergangszustand: Sie bestimmt, wie schnell die Reaktion abläuft, also die Kinetik. Beide sind unabhängig voneinander: Die Knallgasreaktion ist mit $\Delta{}H = -\frac{286 kJ}{mol}$ stark exotherm, läuft aber bei Raumtemperatur wegen der hohen Barriere nicht merklich ab, bis ein Funke oder Katalysator sie startet. Ein Katalysator senkt nur E_A, niemals ΔH. Im Energiediagramm ist ΔH der Höhenunterschied der Plateaus, E_A die Hügelhöhe dazwischen.