Während chemischer Reaktionen findet immer ein Stoff- und auch ein Energieumsatz statt. Die meisten Reaktionen verlaufen unter konstantem Druck, so dass der Energieumsatz mithilfe der sog. Reaktionsenthalpie D H beschrieben werden kann.
Die Reaktionsenthalpie ist dabei die Differenz der Enthalpie des Anfangszustandes und des Endzustandes:
D H = HProdukte – HEdukte
Die Enthalpien für viele Stoffe sind für Standardbedingungen (Druck:1,013 bar und Konzentration:1 mol/l) in Formelsammlungen aufgelistet, diese kann man in obige Gleichung einsetzen.
Reaktionsbeispiel: 3H2 + N2 -> 2NH3
D H = -92 KJ
Ist die Reaktionsenthalpie kleiner 0, so spricht man von einer exothermen Reaktion. Ist die Reaktionsenthalpie größer als 0, so spricht man von einer endothermen Reaktion.
Die freie Reaktionsenthalpie ist dabei die Differenz der freien Enthalpie des Anfangszustandes und des Endzustandes:
D G = GProdukte – GEdukte
Die freien Enthalpien sind nicht für alle Stoffe tabelliert, so kann man diesen Wert über nachfolgende Gleichung berechnen:
D G = D H – T D S
Reaktionsbeispiel: 3H2 + N2 -> 2NH3
D H = -92,4 KJ
D S = – 198 J/K
(D S = (2·192,3 [=NH3]) – (191,5 [=N2] + 3·130,6 [=H2])
Bei T = 298 K :
D G = – 92 kJ/mol -298 K·(-0,198 kJ/mol·K ) = – 33 kJ/mol