So berechnen Sie die Enthalpieänderung

Die Enthalpieänderung einer Reaktion ist die Wärmemenge, die bei der Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird, wenn sie bei konstantem Druck stattfindet. Abhängig von der konkreten Situation und den verfügbaren Informationen führen Sie die Berechnung auf unterschiedliche Weise durch. Für viele Berechnungen ist das Hess-Gesetz die Schlüsselinformation, die Sie verwenden müssen, aber wenn Sie die Enthalpie der Produkte und der Edukte kennen, ist die Berechnung viel einfacher.

TL; DR (zu lang; nicht gelesen)

Sie können Enthalpieänderungen mit der einfachen Formel berechnen: H = H_Produkte − H_{Reaktionspartner}

Die genaue Definition der Enthalpie (H) ist die Summe der inneren Energie (U) plus dem Produkt aus Druck (P) und Volumen (V). In Symbolen ist dies:

H = U + PV

Eine Enthalpieänderung (∆H) ist daher:

∆H = ∆U + ∆P∆V

Wobei das Delta-Symbol (∆) "Änderung in" bedeutet. In der Praxis wird der Druck konstant gehalten und die obige Gleichung lässt sich besser wie folgt darstellen:

∆H = ∆U + P∆V

Bei konstantem Druck ist die Enthalpieänderung jedoch einfach die übertragene Wärme (q):

∆H = q

Wenn (q) positiv ist, ist die Reaktion endotherm (d. h. nimmt Wärme aus ihrer Umgebung auf), und ist sie negativ, ist die Reaktion exotherm (d. h. gibt Wärme an ihre Umgebung ab). Die Enthalpie hat die Einheiten kJ/mol oder J/mol oder allgemein Energie/Masse. Die obigen Gleichungen beziehen sich wirklich auf die Physik des Wärmeflusses und der Energie: Thermodynamik.

Die einfachste Methode zur Berechnung der Enthalpieänderung verwendet die Enthalpie der Produkte und der Reaktanten. Wenn Sie diese Größen kennen, verwenden Sie die folgende Formel, um die Gesamtveränderung zu berechnen:

H = H_Produkte − H_{Reaktionspartner}

Die Addition eines Natriumions an ein Chloridion zu Natriumchlorid ist ein Beispiel für eine Reaktion, die Sie auf diese Weise berechnen können. Ionisches Natrium hat eine Enthalpie von −239,7 kJ/mol und Chloridion hat eine Enthalpie von −167,4 kJ/mol. Natriumchlorid (Kochsalz) hat eine Enthalpie von -411 kJ/mol. Das Einfügen dieser Werte ergibt:

∆H = −411 kJ/mol – (−239,7 kJ/mol −167,4 kJ/mol)

= −411 kJ/mol – (−407,1 kJ/mol)

= −411 kJ/mol + 407,1 kJ/mol = −3,9 kJ/mol

Bei der Salzbildung werden also fast 4 kJ Energie pro Mol freigesetzt.

Wenn sich ein Stoff von fest zu flüssig, flüssig zu gasförmig oder fest zu gasförmig ändert, sind an diesen Änderungen bestimmte Enthalpien beteiligt. Die Schmelzenthalpie (oder latente Wärme) beschreibt den Übergang von fest zu flüssig (das Gegenteil ist minus diesem Wert und wird als Schmelzenthalpie bezeichnet), die Verdampfungsenthalpie beschreibt die Übergang von flüssig zu gasförmig (und das Gegenteil ist Kondensation) und die Sublimationsenthalpie beschreibt den Übergang von fest zu gasförmig (das Umgekehrte heißt wiederum Kondensationsenthalpie).

Für Wasser ist die Schmelzenthalpie ∆H_schmelzen = 6,007 kJ/mol. Stellen Sie sich vor, Sie erhitzen Eis von 250 Kelvin bis es schmilzt und erhitzen dann das Wasser auf 300 K. Die Enthalpieänderung für die Heizteile ist nur die benötigte Wärme, daher können Sie sie anhand von:

H = nC∆T

Dabei ist (n) die Molzahl, (∆T) die Temperaturänderung und (C) die spezifische Wärme. Die spezifische Wärme von Eis beträgt 38,1 J/K mol und die spezifische Wärme von Wasser 75,4 J/K mol. Die Berechnung erfolgt also in wenigen Teilen. Zuerst muss das Eis von 250 K auf 273 K (d. h. von −23 °C auf 0 °C) erhitzt werden. Für 5 Mol Eis ist dies:

H = nC∆T

= 5 mol × 38,1 J/K mol × 23 K

= 4,382 kJ

Multiplizieren Sie nun die Schmelzenthalpie mit der Molzahl:

∆H = n ∆H_schmelzen

= 5 mol × 6,007 kJ/mol

= 30,035 kJ

Die Berechnungen für die Verdampfung sind die gleichen, außer dass die Verdampfungsenthalpie anstelle der Schmelzenthalpie verwendet wird. Berechnen Sie abschließend die letzte Aufheizphase (von 273 auf 300 K) wie die erste:

H = nC∆T

= 5 Mol × 75,4 J/K-Mol × 27 K

= 10,179 kJ

Summiere diese Teile, um die Gesamtenthalpieänderung für die Reaktion zu ermitteln:

H_gesamt = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ

= 44,596 kJ

Das Hess-Gesetz ist nützlich, wenn die von Ihnen betrachtete Reaktion aus zwei oder mehr Teilen besteht und Sie die Gesamtenthalpieänderung ermitteln möchten. Es besagt, dass die Enthalpieänderung für eine Reaktion oder einen Prozess unabhängig von der Route ist, auf der sie stattfindet. Das heißt, wenn die Reaktion von einer Substanz in eine andere übergeht, spielt es keine Rolle, ob die Reaktion in einem Schritt erfolgt (Edukte werden zu Produkten) sofort) oder ob es viele Schritte durchläuft (Edukte werden zu Zwischenprodukten und dann zu Produkten), die resultierende Enthalpieänderung ist die gleiche in beide Fälle.

Normalerweise hilft es, ein Diagramm zu zeichnen (siehe Ressourcen), um Ihnen bei der Anwendung dieses Gesetzes zu helfen. Ein Beispiel ist, wenn Sie mit sechs Mol Kohlenstoff kombiniert mit drei Mol Wasserstoff beginnen, diese verbrennen, um sich als Zwischenschritt mit Sauerstoff zu verbinden und dann Benzol als Endprodukt zu bilden.

Das Hesssche Gesetz besagt, dass die Enthalpieänderung der Reaktion die Summe der Enthalpieänderungen beider Teile ist. In diesem Fall hat die Verbrennung von einem Mol Kohlenstoff ∆H = −394 kJ/mol (dies geschieht sechsmal in der Reaktion), die Enthalpieänderung für die Verbrennung von einem Mol von Wasserstoffgas beträgt ∆H = −286 kJ/mol (dies geschieht dreimal) und die Kohlendioxid- und Wasserzwischenprodukte werden zu Benzol mit einer Enthalpieänderung von ∆H = +3.267 kJ/mol.

Nehmen Sie die Summe dieser Änderungen, um die Gesamtenthalpieänderung zu ermitteln, und denken Sie daran, jede mit der Anzahl der Mole zu multiplizieren, die in der ersten Stufe der Reaktion benötigt werden:

H_gesamt = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267

= 3,267 − 2,364 - 858

= 45 kJ/mol