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Durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung
wird der Zusammenhang zwischen der Änderung der freien Energie DG,
der Reaktionsenthalpie DH und dem Entropieglied TDS
dargestellt. Sie gilt für isotherme und isobare Vorgänge. DG
beschreibt, ob eine Reaktion exergon ist, d.h. freiwillig abläuft (DG < 0).
Reaktionen mit Werten für DG > 0 bezeichnet
man als endergon.
DH ist ein Maß für die Wärmeentwicklung
der Reaktion. Wird Wärme abgegeben, spricht man von exothermen Reaktionen
(DH < 0). Exotherme Reaktionen sind stets exergon
(das Glied TDS kann nicht negativ werden). Dagegen können endothermen Reaktionen exergon werden, wenn der Wert für TDS
> DH ist, d.h. wenn die Temperatur und die Entropieänderung
einen genügend großen Gesamtbetrag in die Bilanz der Reaktion einbringen.
Katalysatoren beeinflussen die Aktivierungsenergie einer Reaktion. Sie haben keinerlei
Einfluß auf die freie Enthalpie DG.
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