Enthalpie der Reaktion

Enthalpie der Reaktion

Thermodynamik ist die Lehre von Wärmeenergie und anderen Arten von Energie, wie z. B. Arbeit. Die Gesetze der Thermodynamik werden in allen bekannten Wissenschaftsbereichen angewendet und haben Anwendungen, die von der Biologie bis zur Physik reichen.

Drei Gesetze der Thermodynamik

Es gibt drei Hauptgesetze der Thermodynamik, die die Wechselwirkungen innerhalb des Universums beschreiben, unabhängig von der Größenordnung.

Der erste ist der Energieerhaltungssatz, der beschreibt, dass die Gesamtenergie eines isolierten Systems konstant ist. Energie kann von einer Energieform auf eine andere übertragen werden, aber sie kann niemals erzeugt oder zerstört werden. So kann beispielsweise Wärmeenergie in Arbeit umgewandelt werden.

Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik ist das Gesetz der erhöhten Entropie. Entropie ist eine thermodynamische Eigenschaft, die mit den möglichen mikroskopischen Konfigurationen des Systems zusammenhängt. Die Entropie beschreibt die Unordnung des thermodynamischen Systems. Der zweite Hauptsatz besagt, dass die Summe der Entropien in einem isolierten thermodynamischen System immer zunehmen muss, da Systeme eher zu mehr Unordnung als zu weniger Unordnung tendieren. Daher können thermodynamische Systeme niemals in ihrer Entropie abnehmen, was auf einen Wechsel von ungeordnet zu geordnet hindeuten würde, da dies gegen dieses grundlegende Gesetz der Entropie verstoßen würde.

Der dritte Hauptsatz der Thermodynamik schließlich ist das Gesetz des absoluten Nullpunkts. Dieses Gesetz besagt, dass sich die Entropie eines Systems einem konstanten Wert nähert, wenn sich das System der Temperatur des absoluten Nullpunkts nähert. Der absolute Nullpunkt ist eine theoretische Temperatur, bei der die Bewegung aller Materie aufhört, und sie ist definiert als 0 Grad Kelvin.

Enthalpie

In der Physik und Chemie gibt es zwei Arten von Funktionen: Zustandsfunktionen und Pfadfunktionen. Pfadfunktionen hängen vom Übergang ab, den ein System vom Anfangszustand in den Endzustand durchläuft. Die gebräuchlichsten Pfadfunktionen sind Wärme (Q) und Arbeit (W).

Zustandsfunktionen sind unabhängig vom Pfad und beruhen auf dem aktuellen Gleichgewichtszustand des Systems. Zu den Zustandsfunktionen gehören Druck, Temperatur, Volumen, Enthalpie und Entropie.

Die Enthalpie H ist eine thermodynamische Eigenschaft, die den Wärmeverlust oder -gewinn in einem System beschreibt. Die Änderung der Enthalpie ΔH ist gleich der Summe der Änderung der inneren Energie ΔU plus dem Produkt aus dem konstanten Druck P und der Volumenänderung ΔV.

ΔH = ΔU + PΔV

Bei einer chemischen Reaktion wird Energie entweder gewonnen oder wieder freigesetzt. Da es sich bei der Enthalpie um eine Zustandsfunktion handelt, hängt die Änderung der Enthalpie während einer chemischen Reaktion nur von der Differenz zwischen der End- und der Anfangsenthalpie ab.

ΔH = H_final - H_initial

Die Anfangsenthalpie stellt die Enthalpie der Reaktanten dar, während die Endenthalpie die Enthalpie der Produkte darstellt. Die Enthalpieänderung einer Reaktion kann also durch folgende Gleichung beschrieben werden:

ΔH_rxn =_H-Produkte -_H-Reaktanten

Ist die Enthalpie der Produkte größer als die Enthalpie der Reaktanten, ist ΔH positiv, was darauf hinweist, dass die Reaktion Wärme absorbiert und endotherm ist. Wenn die Enthalpie der Reaktanten größer ist als die Enthalpie der Produkte, ist ΔH negativ, und die Reaktion setzt Wärme frei und ist exotherm. Wenn die ΔH-Werte für eine Reaktion bekannt sind, ist die umgekehrte Reaktion der negative Wert dieser ΔH. Eine exotherme Vorwärtsreaktion würde zum Beispiel zu einer endothermen Rückreaktion.

Einige Reaktionen laufen in mehreren Schritten ab, und jeder hat seine eigene Reaktionsenthalpie. Nach dem Hessschen Gesetz können wir die Gesamtenthalpie der Reaktion bestimmen, indem wir die Reaktionsenthalpie für jeden Schritt addieren.

So kann beispielsweise die Bildung von Magnesiumoxid aus festem Magnesium- und Sauerstoffgas in drei Einzelreaktionen unterteilt werden.

Mg_(s) + 1/2O_2(g) → MgO_(s) ΔH_rxn

Mg_(s) + 2H⁺_(aq) → Mg²⁺_(aq) + H_2(g) ΔH_rxn1

Mg²⁺_(aq) + H₂O_(l) → MgO_(s) + 2H⁺_(aq) ΔH_rxn2

1/2O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(l) ΔH_rxn3

Nach dem Heßschen Gesetz ist die Reaktionsenthalpie für die Gesamtreaktion (ΔH_rxn) gleich der Summe der einzelnen Reaktionsenthalpien jedes Schritts.

ΔH_rxn = ΔH_{rxn1 +} ΔH_{rxn2 +} ΔH_rxn3

Kalorimeter

Ein Kalorimeter ist ein Gerät, das die Wärme misst, die durch einen physikalischen Prozess oder eine chemische Reaktion freigesetzt oder absorbiert wird. Ein Konstantdruckkalorimeter besteht aus einer isolierten Reaktionskammer, die von der Umgebung isoliert ist. Dadurch werden die Auswirkungen von Wärme oder Arbeitsverlusten auf die Umgebung minimiert. Das Kalorimeter verfügt über einen Rührer zum Mischen der Lösung und ein Thermometer zur Messung von Temperaturänderungen.

Um die Hitze mit einem Kalorimeter zu messen, werden die Reaktanten in die Reaktionskammer gegeben und gemischt. Während der Reaktion werden die Temperaturänderungen als ΔT aufgezeichnet. Da das Kalorimeter isoliert und von der Umgebung isoliert ist, ist jede Temperaturänderung auf die während der chemischen Reaktion gewonnene oder verlorene Wärme zurückzuführen.

Das Kalorimeter kann verwendet werden, um die Enthalpie einer Reaktion zu bestimmen, indem der thermodynamische Wert der Wärme, Q, anhand der Temperaturänderung bestimmt wird. Wenn Q positiv ist, wird Wärme vom System absorbiert, während ein negatives Q die vom System abgegebene Wärme anzeigt.

Wärme bezieht sich auf die Änderung der Temperatur während einer Reaktion, ΔT, durch die Masse des Stoffes, m, und seine spezifische Wärmekapazität, c_s. Die spezifische Wärmekapazität stellt die Energiemenge dar, die in Form von Wärme benötigt wird, um die Temperatur einer Masseneinheit eines reinen Stoffes um eine Einheit zu erhöhen, und wird in Einheiten von J/kg·K angegeben.

Q = mc_sΔT

Der Index p zeigt an, dass die Reaktion unter konstantem Druck durchgeführt wird.

Q = mc_pΔT

Da jede Komponente der Reaktion und des Kalorimeters Wärme absorbiert oder verliert, müssen alle Komponenten bei der Berechnung der thermodynamischen Wärme der Reaktion Q_rxn berücksichtigt werden. Daher ist die Gesamtwärme der Reaktion gleich der durch die Lösung gewonnenen oder verlorenen Wärme zuzüglich der durch das Kalorimeter gewonnenen oder verlorenen Wärme.

Q_rxn = - (Q_Soln +_{Q Kalorimeter})

Q_rxn = - (m_solnc_solnΔT + C_KalorimeterΔT)

Die thermodynamische Wärme der Reaktion, Q_rxn, gemessen im Kalorimeter, ist gleich der Wärme der Reaktion, ΔH_rxn.

Referenzen

1. Kotz, J.C., Treichel Jr., P.M., Townsend, J.R. (2012). Chemie und chemische Reaktivität. Belmont, Kalifornien: Brooks/Cole, Cengage Lernen.
2. Silderberg, M.S. (2009). Chemie: Die molekulare Natur von Materie und Veränderung. Boston, MA: McGraw Hill.