Enthalpie: Unterschied zwischen den Versionen

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Mit der '''Enthalpie''' ''H'' bezeichnet man den [[Energie]]gehalt, also die ''innere Energie'' eines Systems. Messbar und damit in der Praxis bedeutsam ist allerdings nur die Enthalpieänderung ''ΔH'', die als Aufnahme von [[Wärmeenergie]] +''ΔH'' (= endotherm, mit Abkühlung) oder Wärmeabgabe (= exotherm, mit Erwärmung) -''ΔH'' zu beobachten ist:
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Mit der '''Enthalpie''' ''H'' bezeichnet man den [[Energie]]gehalt, also die ''innere Energie'' eines Systems. Messbar und damit in der Praxis bedeutsam ist allerdings nur die Enthalpieänderung ''ΔH'' in [[Joule]], die als Aufnahme von [[Wärmeenergie]] +''ΔH'' (= endotherm, mit Abkühlung der Umgebung) oder Wärmeabgabe (= exotherm, mit Erwärmung) -''ΔH'' zu beobachten ist:
 
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Betrachtet man die Reaktionswärme, also die Enthalpieänderung ''ΔH'' bei einer [[chemische Reaktion|chemischen Reaktion]], spricht man von der Reaktionsenthalpie ''Δ<sub>R</sub>H''. Da beide Enthalpien gleich groß sind, werden diese in der [[Praxis]] häufig gleichbedeutend verwendet.
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=== Molare Reaktionsenthalpie ===
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Bezieht man die Reaktionsenthalpie ''ΔH'' auf die bei der Reaktion umgesetzten [[Stoffmenge]]n ''n'', ergibt sich die molare Reaktionsenthalpie ''ΔH<sub>m</sub>'':
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Die molare Reaktionsenthalpie wird üblicherweise in der '''Einheit kJ/mol''' angegeben.
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=== Standardbildungsenthalpie ===
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Die molare Standardbildungsenthalpie (kurz: Standardbildungsenthalpie) ΔH<sub>m</sub><sup>0</sup> ist die molare Reaktionsenthalpie (s. o.) für die Bildung eines [[Mol]]s eines Stoffes aus den Elementen bei [[Standardbedingung]]en, also i.d.R. bei 25°C und 1.013,25 hPa.
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* Beispiel [[Knallgasreaktion]]: ΔH<sub>m</sub><sup>0</sup>(Wasser) = −241,8 kJ/mol
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=== Brennwert bzw. Heizwert ===
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Bei der Verbrennung entspricht der negative Wert der Reaktionsenthalpie (s.o.) dem Brennwert bzw. Heizwert des Brennstoffes.
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* Enthält die Verbindung keinen Wasserstoff, bildet sich kein Wasserdampf als Reaktionsprodukt, in diesem Fall sind Brennwert bzw. Heizwert gleich groß, z. B. beim Verbrennen von [[Magnesium]]spänen.
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* Enthält die Verbindung Wasserstoff, bildet sich Wasserdampf als Reaktionsprodukt, in diesem Fall ist der Heizwert kleiner als der Brennwert, z. B. beim Verbrennen von [[Benzin]], siehe unten.
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* Ist der Brennstoff feucht, ist der Heizwert kleiner als der Brennwert, z. B. beim Verbrennen von feuchtem Holz. Die Differenz entspricht der [[Verdampfungswärme]] des Wassers.
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Der spezif. Brennwert ''H<sub>o</sub>'' eines Brennstoffs (alt: oberer Heizwert od. Verbrennungswärme) ist das Verhältnis aus Reaktionsenthalpie u. Masse des Brennstoffs bei vollständiger Verbrennung.
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* Beispiel: Brennwert (Benzin) = ca. 43,5 MJ/kg.
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Der Heizwert ''H<sub>u</sub>'' (alt: unterer Heizwert) entspricht dem Brennwert bei einer Verbrennung, bei der es nicht zur Kondensation des im Abgas enthaltenen Wasserdampfes kommt.
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* Beispiel: Heizwert (Benzin) = ca. 42 MJ/kg.
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== Übungen ==
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== Experimente ==
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=== Allgemein ===
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{{Ex-ec|173/174|2|Bestimmung der Reaktionswärme}}
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{{Ex-ec|173/174|1|Bestimmung der Wärmekapazität eines [[Kalorimeter]]s}}
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{{Ex-ec|179|1-3|Bestimmung von Enthalpien}}
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{{Ex-ec|185|1-5|Bestimmung von Reaktionsenthalpien}}
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{{Ex-ch09|{{fb|130}}|1|Bestimmung von Reaktionsenthalpien|Neutralisationsenthalpie}}
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{{Ex-ch09|{{fb|130}}|2|Bestimmung von Reaktionsenthalpien|Lösungsenthalpie}}
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{{Ex-ch09|{{fb|130}}|3|Bestimmung von Reaktionsenthalpien|Reaktionsenthalpie einer Redoxreaktion}}
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{{Ex-ch09|{{fb|130}}|4|Bestimmung von Reaktionsenthalpien|Bildungsenthalpie}}
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{{Ex-ch|64|1|Indirekte Bestimmung einer Reaktionsenthalpie}}
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{{chas|11-6|Lösungswärme, Lösungskälte}}
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{{chas|10-21|Messung der Reaktionswärme einer Neutralisationsreaktion}}
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{{Ex-ch|55|1|Praktikum Reaktionsenthalpien: Lösungsenthalpien einiger Salze}}
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{{Ex-ch|55|2|Praktikum Reaktionsenthalpien: Messung von Neutralisationsenthalpien}}
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{{Ex-ch|55|3|Praktikum Reaktionsenthalpien: Reaktionsenthalpie einer Redoxreaktion}}
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{{Ex-ch|55|3|Praktikum Reaktionsenthalpien: Reaktionsenthalpie der Bildung von Eisensulfid aus den Elementen}}
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=== Endotherme Reaktionen ===
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{{Ex-ch|64|2|Endotherme Reaktion}}
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{{Ex-ch09|{{fb|131}}|2|Endotherme Reaktionen|Endotherme Gasbildung}}
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{{Ex-ch09|{{fb|131}}|1|Endotherme Reaktionen|Feststoffreaktion}}
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{{Ex-ch09|{{fb|131}}|3|Endotherme Reaktionen|Kältepackung}}
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{{Ex-ch09|{{fb|138}}|1|Endotherme Reaktionen|Wandernde Wellen (BELOUSOV-ZHABOTINSKY-Reaktion)}}
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{{CK|219|Stark endotherme Reaktionen}}
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=== Exotherme Reaktionen ===
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{{NiU|160|27 (2017)|Exotherme Reaktion von [[Kupfer(II)-sulfat]] mit Wasser und dessen Umkehrung}}
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{{CK|217|Eine überaus hohe Reaktionswärme}}
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{{www}}
 
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[[Kategorie:Chemie]]
 
[[Kategorie:Chemie]]
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[[Kategorie:Physik]]
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[[Kategorie:Physik]][[Kategorie:Physikalische Größe]]
 
[[Kategorie:Lerngebiet 12.17: Energieressourcen schonen]]
 
[[Kategorie:Lerngebiet 12.17: Energieressourcen schonen]]

Aktuelle Version vom 4. Februar 2018, 02:31 Uhr

Enthalpie
vernetzte Artikel
Energie Entropie

Mit der Enthalpie H bezeichnet man den Energiegehalt, also die innere Energie eines Systems. Messbar und damit in der Praxis bedeutsam ist allerdings nur die Enthalpieänderung ΔH in Joule, die als Aufnahme von Wärmeenergie +ΔH (= endotherm, mit Abkühlung der Umgebung) oder Wärmeabgabe (= exotherm, mit Erwärmung) -ΔH zu beobachten ist:

Reaktion innere Energie messbar Enthalpieänderung Beispiel
exotherm nimmt ab Erwärmung -ΔH Holz verbrennt zu CO2 und H2O
endotherm nimmt zu Abkühlung +ΔH Auflösen von Kaliumnitrat in Wasser

Merkhilfe: enthaltene Energie = Enthalpie

Zusammenfassung:
Die Enthalpie ΔH entspricht dem negativen Betrag der Wärmeenergie Q, kurz: ΔH = -Q = -c · m · ΔT

Chemische Energie

Reaktionsenthalpie

Betrachtet man die Reaktionswärme, also die Enthalpieänderung ΔH bei einer chemischen Reaktion, spricht man von der Reaktionsenthalpie ΔRH. Da beide Enthalpien gleich groß sind, werden diese in der Praxis häufig gleichbedeutend verwendet.

Molare Reaktionsenthalpie

Bezieht man die Reaktionsenthalpie ΔH auf die bei der Reaktion umgesetzten Stoffmengen n, ergibt sich die molare Reaktionsenthalpie ΔHm:

   ΔH  
  ΔHm  =  ──  
   n  

Die molare Reaktionsenthalpie wird üblicherweise in der Einheit kJ/mol angegeben.

Standardbildungsenthalpie

Die molare Standardbildungsenthalpie (kurz: Standardbildungsenthalpie) ΔHm0 ist die molare Reaktionsenthalpie (s. o.) für die Bildung eines Mols eines Stoffes aus den Elementen bei Standardbedingungen, also i.d.R. bei 25°C und 1.013,25 hPa.

Brennwert bzw. Heizwert

Bei der Verbrennung entspricht der negative Wert der Reaktionsenthalpie (s.o.) dem Brennwert bzw. Heizwert des Brennstoffes.

  • Enthält die Verbindung keinen Wasserstoff, bildet sich kein Wasserdampf als Reaktionsprodukt, in diesem Fall sind Brennwert bzw. Heizwert gleich groß, z. B. beim Verbrennen von Magnesiumspänen.
  • Enthält die Verbindung Wasserstoff, bildet sich Wasserdampf als Reaktionsprodukt, in diesem Fall ist der Heizwert kleiner als der Brennwert, z. B. beim Verbrennen von Benzin, siehe unten.
  • Ist der Brennstoff feucht, ist der Heizwert kleiner als der Brennwert, z. B. beim Verbrennen von feuchtem Holz. Die Differenz entspricht der Verdampfungswärme des Wassers.

Brennwert

Der spezif. Brennwert Ho eines Brennstoffs (alt: oberer Heizwert od. Verbrennungswärme) ist das Verhältnis aus Reaktionsenthalpie u. Masse des Brennstoffs bei vollständiger Verbrennung.

  • Beispiel: Brennwert (Benzin) = ca. 43,5 MJ/kg.

Heizwert

Der Heizwert Hu (alt: unterer Heizwert) entspricht dem Brennwert bei einer Verbrennung, bei der es nicht zur Kondensation des im Abgas enthaltenen Wasserdampfes kommt.

  • Beispiel: Heizwert (Benzin) = ca. 42 MJ/kg.
Im Chemiebuch ...
findest Du weitere Informationen
zum Thema Enthalpie:
Chemie FOS-T

auf Seite
107

Chemie heute

auf Seite
53, 65

Elemente Chemie

auf Seite
173, 503

Übungen

Chemiebuch

Experimente

Allgemein

  • Bestimmung der Reaktionswärme, in: Elemente Chemie 2, Seite 173/174, Versuch 2
  • Bestimmung der Wärmekapazität eines Kalorimeters, in: Elemente Chemie 2, Seite 173/174, Versuch 1
  • Bestimmung von Enthalpien, in: Elemente Chemie 2, Seite 179, Versuch 1-3
  • Bestimmung von Reaktionsenthalpien, in: Elemente Chemie 2, Seite 185, Versuch 1-5
  • Bestimmung von Reaktionsenthalpien: Neutralisationsenthalpie, in: Chemie heute SII, Seite 130, Versuch 1
  • Bestimmung von Reaktionsenthalpien: Lösungsenthalpie, in: Chemie heute SII, Seite 130, Versuch 2
  • Bestimmung von Reaktionsenthalpien: Reaktionsenthalpie einer Redoxreaktion, in: Chemie heute SII, Seite 130, Versuch 3
  • Bestimmung von Reaktionsenthalpien: Bildungsenthalpie, in: Chemie heute SII, Seite 130, Versuch 4
  • Indirekte Bestimmung einer Reaktionsenthalpie, in: Chemie heute (Ausgabe 1998), Seite 64, Versuch 1
  • Lösungswärme, Lösungskälte, in: Chemie? - Aber sicher!, Seite 11-6
  • Messung der Reaktionswärme einer Neutralisationsreaktion, in: Chemie? - Aber sicher!, Seite 10-21
  • Praktikum Reaktionsenthalpien: Lösungsenthalpien einiger Salze, in: Chemie heute (Ausgabe 1998), Seite 55, Versuch 1
  • Praktikum Reaktionsenthalpien: Messung von Neutralisationsenthalpien, in: Chemie heute (Ausgabe 1998), Seite 55, Versuch 2
  • Praktikum Reaktionsenthalpien: Reaktionsenthalpie einer Redoxreaktion, in: Chemie heute (Ausgabe 1998), Seite 55, Versuch 3
  • Praktikum Reaktionsenthalpien: Reaktionsenthalpie der Bildung von Eisensulfid aus den Elementen, in: Chemie heute (Ausgabe 1998), Seite 55, Versuch 3

Endotherme Reaktionen

Exotherme Reaktionen

Weblinks

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