Enthalpie
Enthalpie
Die Reaktionswärme wird als Reaktionsenthalpie bezeichnet und mit ΔHrabgekürzt. Sie ist die Energie, die ein System bei konstantem Druck als Wärme an die Umgebung abgibt oder dieser entzieht. Die gesamte Energie einer Reaktion wird als Reaktionsenergie bezeichnet.
Die Reaktionsenthalpie setzt sich aus der Änderung der inneren Energie bei Atomumverteilung bei einer Reaktion und der Volumenarbeit zusammen, da eine Reaktion immer mit einer Volumenänderung einhergeht - im geschlossenen Gefäß gegen die Wände, im offenen gegen die Luft.
Methode
Ist ΔU negativ, wird Energie abgegeben, ist ΔU positiv, wird Energie aufgenommen. Reaktionen, bei denen Wärme freigesetzt wird, werden als exotherme Reaktionen bezeichnet, ΔH nimmt einen negativen Wert an. Reaktionen, bei denen Wärme aus der Umgebung entzogen wird, werden als endotherme Reaktionen bezeichnet, ΔH nimmt einen positiven Wert an.
-∆H = exotherm
+∆H = endotherm
Entsprechend der Reaktionsenergie U, welche als Differenz der inneren Energie der Produkte und der Edukte zu verstehen ist, ist auch die Reaktionsenthalpie ΔH als Differenz von Enthalpien (Wärmeinhalt) der Produkte und Edukte aufzufassen:
Bei einer exothermen Reaktion besitzen die Produkte eine geringere Enthalpie als die Edukte, bei endothermen Reaktionen umgekehrt.
Zur Berechnung von Reaktionsenthalpien ΔHr benutzt man tabellarische Werte. Alle Werte sind auf Bedingungen bei 25°C, Normaldruck (Atmosphärendruck von 1,013 bar) und auf 1 Mol geeicht. Der Aggregatzustand sollte beim Ablesen des Tabellenwerts beachtet werden.
Diese sogenannte molare Standardbildungsenthalpie wird abgekürzt mit ΔH0f. Elemente besitzen dabei immer den Wert 0, Verbindungen weisen spezifische Werte auf.
Berechnung
Im folgenden Abschnitt finden Sie Beispielsreaktionen mit der dazugehörigen Enthalpiebrechnung. Beispielreaktionen sind Kochsalzbildung, eine Neutralisation und ein Vergleich zum besseren Verständnis:
Natriumchloridbildungsreaktion (Exothermie)
2 Na (s) | + Cl2 (g) reagieren zu | 2 NaCl (s) |
2 * 0 kJ/mol | 0 kJ/mol | 2 * -411 kJ/mol |
ΔH = (2*-411 kJ/mol) – 0 = - 822 kJ/mol. Der Wert ist negativ, die Reaktion verläuft also exotherm
Neutralisationsreaktion (Exothermie)
NaOH | + HCl neutralisieren zu | NaCl + H2O |
-426,7 kJ/mol | -167kJ/mol | -407 kJ/mol + -286 kJ/mol |
ΔH = (-407 kJ/mol-286 kJ/mol) - ( -426,7 kJ/mol- 167 kJ/mol) = -99,3 kJ/mol. Der Wert ist negativ, die Reaktion verläuft also exotherm.
Die beiden Reaktionen als Vergleich :
exotherme Reaktion | endotherme Reaktion |
ΔH < 0 | ΔH > 0 |
negativ | positiv |
Wärmeenergie wird frei, Temperaturanstieg | Wärmeenergie wird entzogen, Temperaturabfall |
Beispiel: Bildung von Natriumchlorid | Beispiel: Aluminiumgewinnung aus Aluminiumoxid |
Satz von Hess
Bei vielen chemischen Reaktionen können die Produkte über verschiedene Reaktionswege gebildet werden. Nach dem Energieerhaltungssatz hat der Reaktionsweg auf die Energieveränderung keinen Einfluss. Dies kann auch auf die Enthalpie übertragen werden. Eine allgemeine Erkenntnis bezüglich der Reaktionsenthalpie wurde von Germain Henri Hess im Jahre 1840 aufgestellt und besagt:
Merke
Satz von Hess:
„Die Reaktionsenthalpie einer Reaktion ist unabhängig vom Reaktionsweg, sondern nur abhängig vom Anfangs- und Endzustand. Die Enthalpieänderung ΔH einer Gesamtreaktion ist die Summe der Enthalpieänderungen der einzelnen Teilreaktionen.“
Dies bedeutet: unabhängig davon, ob ich nun Kohlenstoffdioxid aus reinem Graphit und Sauerstoff direkt bilde oder zunächst über einen Zwischenschritt gehe, der über Kohlenstoffmonoxid führt, die Enthalpie bleibt gleich.
Beispiel
C (Graphit) + O2 -> CO2 ΔH1 = - 393 kJ/mol ΔH1 = - 393 kJ/mol
C + O -> CO ΔH2 = - 111 kJ/mol ΔH3 + ΔH2 =
CO + O -> CO2 ΔH3 = - 282 kJ/mol (-111) + (-282) = ΔH1 = -393 kJ/mol
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