Die Thermodynamik des Gleichgewichtszustands

Zusammenfassung

Nach dem Zweiten Hauptsatz ist bei allen realen, irreversiblen Vorgängen ΔS(Sys) + ΔS(Umg) > 0. Erreicht ein Vorgang seinen Gleichgewichtszustand, so wird ΔS(Sys) + AS(Umg) = 0; der Vorgang besitzt dann keine thermodynamische Triebkraft mehr. Wenn man also die Frage beantworten will, ob ein bestimmter Vorgang thermodynamisch möglich ist, so muß untersucht werden, ob sich, während dieser Vorgang dem Gleichgewicht entgegenstrebt, die gesamte Entropie des reagierenden Systems und seiner Umgebung dabei in positiver Richtung ändern kann (ΔS > 0). Weil aber die Änderung der Entropie in der Umgebung eines reagierenden Systems häufig schwer zu beurteilen ist, sollte eine ausschließlich auf das System (und nicht auf seine Umgebung) bezogene Zustands-funktion gesucht werden, deren Änderung die thermodynamische Realisierbarkeit eines Vorgangs zu entscheiden gestattet. Die meisten chemischen Reaktionen laufen unter isothermen und isobaren Bedingungen ab, d. h. in dem reagierenden System herrschen nach Ablauf des Vorgangs die gleiche Temperatur und der gleiche Druck wie in seiner Umgebung. Unter diesen Bedingungen läßt sich mit Hilfe einer von J. W. Gibbs in die Thermodynamik eingeführten Funktion beurteilen, ob eine bestimmte Reaktion möglich ist und welcher Energiebetrag dabei auf dem Weg des reagierenden Systems zum Gleichgewichtszustand freigesetzt wird.