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'' in [[Joule]], die als Aufnahme von [[Wärmeenergie]] +''ΔH'' (= endotherm, mit Abkühlung der Umgebung) oder Wärmeabgabe (= exotherm, mit Erwärmung) -''ΔH'' zu beobachten ist: | 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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=== Reaktionsenthalpie === | === Reaktionsenthalpie === | ||
| − | Betrachtet man die Enthalpieänderung ''ΔH'' bei einer 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. | + | 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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| − | Die molare Standardbildungsenthalpie (kurz: Standardbildungsenthalpie) ist die molare Reaktionsenthalpie (s. o.) für die Bildung eines [[Mol]]s eines Stoffes aus den Elementen bei [[Standardbedingung]]en. | + | 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. |
| + | * Beispiel [[Knallgasreaktion]]: ΔH<sub>m</sub><sup>0</sup>(Wasser) = −241,8 kJ/mol | ||
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| − | + | 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 [[Magnesium]]spänen. | |
| + | * 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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| + | * Beispiel: Heizwert (Benzin) = ca. 42 MJ/kg. | ||
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[[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
Inhaltsverzeichnis
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.
- Beispiel Knallgasreaktion: ΔHm0(Wasser) = −241,8 kJ/mol
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 |
Chemie heute
auf Seite |
Elemente Chemie
auf Seite |
Übungen
Chemiebuch
- Elemente Chemie 2, Seite 195: Zusammenfassung und Übungsaufgaben zu Kapitel 5 - Chemische Energetik mit Lösungen.
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
- Endotherme Reaktion, in: Chemie heute (Ausgabe 1998), Seite 64, Versuch 2
- Endotherme Reaktionen: Endotherme Gasbildung, in: Chemie heute SII, Seite 131, Versuch 2
- Endotherme Reaktionen: Feststoffreaktion, in: Chemie heute SII, Seite 131, Versuch 1
- Endotherme Reaktionen: Kältepackung, in: Chemie heute SII, Seite 131, Versuch 3
- Endotherme Reaktionen: Wandernde Wellen (BELOUSOV-ZHABOTINSKY-Reaktion), in: Chemie heute SII, Seite 138, Versuch 1
- Stark endotherme Reaktionen, in: Chemische Kabinettstücke, S. 219.
Exotherme Reaktionen
- Exotherme Reaktion von Kupfer(II)-sulfat mit Wasser und dessen Umkehrung. In: Friedrich Verlag (Hrsg.): Naturwissenschaften im Unterricht Chemie (Zeitschrift), Heft 160, S. 27 (2017).
- Eine überaus hohe Reaktionswärme, in: Chemische Kabinettstücke, S. 217.
