Exotherme Reaktion

Als exotherm bezeichnet man eine chemische Reaktion, bei der Energie, z. B. in Form von Wärme, an die Umgebung abgegeben wird. Den Gegensatz dazu bildet die endotherme Reaktion. Bei einer exothermen Reaktion ist die so genannte Reaktionsenthalpie $\Delta _{\mathrm {R} }H$ negativ. Die Enthalpie $H$ ist die Summe aus der inneren Energie eines Systems und dem Produkt aus Druck und Volumen. Sie ist der Wärmegehalt in einem System bei konstantem Druck.

Der Begriff exotherm ist nicht mit dem Begriff exergon zu verwechseln (siehe: Abgrenzung).

Typische exotherme Reaktionen sind:

• Feuer (Verbrennung) sowie
• Abbinden (= Aushärten) von Beton.

Exotherm, wenn auch in weit geringerem Maße, verläuft oft auch das Mischen von Stoffen (Mischungswärme) oder die Adsorption und Absorption von Stoffen etwa an Aktivkohle oder Zeolithen.

Bezeichnet $\Delta H$ die Differenz der Enthalpien der End- ($H_{2}$) und Ausgangsstoffe ($H_{1}$), also die aufgenommene Energie, gilt für exotherme Reaktionen $\Delta H=H_{2}-H_{1}<0$.

Auch in der Physik bezeichnet man eine Kernreaktion, bei der Energie frei wird, als exotherm. Eine exotherme Kernfusion ist etwa das Wasserstoffbrennen, wie es in der Sonne geschieht.

Ablauf

Die Edukte befinden sich zunächst in einem metastabilen Zustand. Durch kurze Zufuhr eines bestimmten Energiebetrags, der Aktivierungsenergie (Aktivierungsenthalpie), wird das System in den instabilen Zustand gehoben. Durch die Aktivierung kommt die Reaktion in Gang und läuft ohne weitere Energiezufuhr selbständig ab. In der Gesamtbilanz gibt das chemische System Energie an die Umgebung ab, sie wird als Reaktionsenthalpie bezeichnet. Die Produkte befinden sich jetzt in einem stabilen Zustand. Zur Stabilität von Systemen siehe auch Systemeigenschaften.

Ein Beispiel für das Hinzufügen der Aktivierungsenergie ist das Entzünden von Feuer durch das Reiben eines Streichholzes an der Reibfläche oder, bei Gasen, mit einem elektrischen Funken.

Legende: $\!\ H:={\text{Enthalphie}}$ $\!\ \Delta ^{\ddagger }H:={\text{Aktivierungsenthalpie}}$ $\!\ \Delta _{\mathrm {R} }H:={\text{Reaktionsenthalpie}}$ links: Ausgangszustand der Edukte: metastabil mittig: Übergangszustand des aktivierten Komplexes: instabil rechts: Endzustand der Produkte: stabil

Beispiel: Kohlenstoff verbrennt mit dem Sauerstoff der Luft unter Wärmeentwicklung zu Kohlenstoffdioxid: $\mathrm {C+O_{2}\ {\xrightarrow {\bigtriangledown }}\ CO_{2}+W{\ddot {a}}rme}$.

Die Reaktionsenthalpie (Enthalpiedifferenz) $\Delta _{\mathrm {R} }H$ dieser Reaktion ist negativ. Sie lässt sich aus den Standardbildungsenthalpien berechnen.

Ist die Aktivierungsenergie hoch, so läuft die Reaktion ohne zusätzliche Energiezufuhr gar nicht oder nur sehr langsam ab: Die Reaktion ist kinetisch gehemmt. Ist die Aktivierungsenergie niedrig, kann die Reaktion bereits ohne zusätzliche Energiezufuhr von außen in Gang gesetzt werden. Die notwendige Aktivierungsenergie wird dann der Umgebung entzogen.

Abgrenzung

Wenn man von einem exothermen Vorgang spricht, wird keine Aussage darüber getroffen, ob eine Reaktion freiwillig abläuft. Hier unterscheidet man dann zwischen exergonen und endergonen Reaktionen.