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Enthalpie und physikalische Prozesse - wie macht man aus der Wärme eine Zustandsgröße?

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Eine weitere wichtige Größe in der Thermodynamik ist die Enthalpie. Die Enthalpie ist eine Art "modifizierte Energie" und warum man diese Größe eingeführt hat, darauf gehen wir heute ein. Wir haben gesehen, dass die Änderung der Innere Energie nach dem Ersten Hauptsatz die Summe aus der Wärme und der Arbeit ist. Sehr häufig betrachten wir (z.B. im Labor und in der Biologie) Prozesse, die bei konstantem Druck ablaufen. Für diesen häufigen Fall einer isobaren spontanen Zustandsänderung - ist die Wärme mit dem Index p zu versehen - ist die Volumenarbeit gleich (-p)*delta(V) W(V)=-p*delta(V) - ist die Nutzarbeit (wie bei jedem spontanen Prozess) gleich Null. Wenn wir diese Gleichung umstellen, sehen wir, dass die leicht messbare isobare Wärme verknüpft ist mit einer Kombination von Zustandsgrößen: Wenn ich eine isobare Wärme messe, dann messe ich die Änderung der Inneren Energie plus die Änderung des Produktes (p*V). Weil isobare Wärmen so häufig gemessen werden, hat man der Kombination von Zustandsgrößenänderungen auf der linken Seite einen neuen Namen geben - man nennt sie Änderung der Enthalpie. Die Enthalpie ist definiert - festgelegt – als H= U + p*V und entsprechend ist delta U plus p mal delta V gleich einer Änderung der Enthalpie delta H. Die Enthalpie ist eine Kunstgröße - man kann sich schwer etwas darunter vorstellen. Sie ist in erster Näherung ein Maß für die Energie, wobei in geringerem Ausmaß Druck und Volumen mit eine Rolle spielen. Der große Vorteil der Enthalpie ist ihre Eigenschaft als Zustandsgröße
(denn sie ist aus Zustandsgrößen aufgebaut). Außerdem ist sie sehr leicht zu messen: Wir messen die Änderung der Enthalpie, wenn wir isobare Wärmen messen. Wir können einen isobaren Prozess im Enthalpiediagramm darstellen: Den Ausgangsstoffen (lila) entspricht ein gewisses Level im Enthalpiediagramm; den Endprodukten (blau) entspricht ein Level im Enthalpiediagramm und die Differenz zwischen den beiden Niveaus ist die Prozessenthalpie - messbar als isobare Wärme. Wenn die Reaktionsenthalpie negativ ist,
handelt es sich um einen exothermen Prozess, dann besitzen die Edukte eine höhere Enthalpie als die Produkte. Im umgekehrten Fall haben wir einen endothermen Prozess. Wenn wir ein Gummibärchen in einer Säure auflösen – isobar dann können wir die Wärme, die dabei frei wird, mit einem Kalorimeter messen (das Kalorimeter ermittelt die Wärme aus der Temperaturänderung eines Wasserbades) Die so gemessene Wärme ist eine isobare Wärme und damit eine Änderung der Enthalpie. Der Anfangszustand (Gummibärchen plus Säure)
hat eine andere Enthalpie als der Endzustand (gelöstes Gummibärchen) Der Enthalpie- Unterschied entspricht genau der messbaren Wärme. Die Enthalpie hängt im Wesentlichen von vier Größen ab: - Temperatur, - Phase, - chemische Zusammensetzung; (- Verdünnung) Immer dann, wenn ich die Wärme zuführen oder abführen muss bei konstantem Druck habe ich eine Enthalpieänderung. Zur Verdampfung von Wasser wird eine Verdampfungswärme benötigt - eine Verdampfungsenthalpie Zur Erwärmung von Wasser von einer Temperatur T1 auf eine Temperatur T2 benötige ich Wärme - Temperaturänderungsenthalpie. Bei der Verdünnung von Wasser - etwa durch Mischen mit Ethanol - kann Wärme verbraucht oder frei werden - eine Verdünnungsenthalpie Bei idealen Systemen gibt es übrigens keine Verdünnungsenthalpie Bei idealen Systemen fällt die Abhängigkeit der Enthalpie vom Verdünnungsgrad weg. Ganz wichtig ist die Abhängigkeit der Enthalpie von der chemischen Zusammensetzung. Wenn ich die Atome, aus der eine Verbindung besteht, anders arrangiere (nichts anderes ist eine chemische Reaktion) wird dabei Wärme frei oder Wärme verbraucht – die Reaktionsenthalpie Weil die Enthalpie eine Zustandsgröße ist, kann ich jede Prozessenthalpie berechnen, indem ich die Enthalpie des Endzustandes nehme und davon die Enthalpie des Anfangszustandes abziehe. Wenn ich die Enthalpie eines reinen Stoffes gegen die Temperatur auftrage, erhalte ich ein solches Diagramm (Enthalpiediagramm von Wasser) (eine Art thermischer Fingerabdruck von Wasser) Wir erkennen im Diagramm zwei Senkrechten Das sind die Schmelzenthalpie (Schmelzwärme) und die Verdampfungsenthalpie (Verdampfungswärme). Die Schmelzenthalpie von Wasser beträgt bei 0°C 6 kJ/mol; die Verdampfungswärme bei
100 °C entspricht 40,7 kJ/mol. Diese Phasenumwandlungsenthalpien entsprechen latenten Wärmen. Die Enthalpie ist eine Zustandsgröße - ihre Änderung hängt nicht vom Weg ab. Diese Aussage ist so elementar, dass sie ein eigene Bezeichnung besitzt: Es ist der HESSsche Satz. Der HESSsche Satz entspricht dem Energieerhaltungssatz für (chemische und physikalische) Prozess-Enthalpien Die Umwandlung von festem zu flüssigem Wasser bei 0°C benötigt 6 kJ/mol Die Umwandlung dieses flüssigen Wassers bei 0°C zu Wasserdampf (verdunsten) benötigt etwa 45 kJ/mol. Die direkte Verdunstung des festen Wassers benötigt nach dem HESSschen Satz (6 + 45 = ) 51 kJ/mol. 51 kJ/mol. Die Prozessenthalpien sind Weg-unabhängig. Prozessenthalpien lassen sich als Pfeile im Enthalpiediagramm darstellen. Genau wie Vektoren kann man diese Enthalpiepfeile addieren und subtrahieren. Mittels des Satz von HESS ist es möglich, Enthalpien, die experimentell gar nicht zugänglich sind, rechnerisch zu ermitteln. (aus anderen - zugänglichen - Enthalpien, die in Summe vom gleichen Anfangs- zum gleichen Endzustand führen) Durch Anwendung des HESSschen Satzes ist man in der Lage, Wege, die gar nicht gangbar sind, zu modellieren durch Umwege, die sehr wohl möglich sind und die entsprechenden Teil-Enthalpien addiert oder subtrahiert. Der HESSsche Satz gilt sowohl für physikalische Prozesse als auch für chemische Prozesse. Wenn ich von A nach C will, kann ich den direkten Weg gehen, ich kann aber auch den Umweg über B nehmen. Für die Gesamtenthalpie macht der Weg keinen Unterschied. Dies ist
die Ableitung des "thermischen Fingerabdrucks" von Wasser, d.h. hier ist die Wärmekapazität C(p) als Funktion der Temperatur aufgetragen. Flüssiges Wasser hat eine fast konstante Wärmekapazität von 4,18 J/(K g) (Joule pro Kelvin und Gramm) Um Enthalpiedifferenzen zwischen Temperaturen zu ermitteln (z.B. Erwärmen von Wasser von 0°C auf 100°C) muss ich diese Funktion integrieren. (in unserem Beispiel errechnet man eine sensible Wärme von 7,5 kJ/mol ((Wiederholung)) Die Steigung im "thermischen Fingerabdruck" entspricht der Wärmekapazität C(p) Hier ist die Wärmekapazität von Wasser zwischen -100 °C und +200°C aufgezeichnet. (Unter 0°C zeigt das Diagramm die Wärmekapazität von festem Eis, von 0°C bis 100°C die Wärmekapazität von flüssigem Wasser und über 100°C die Wärmekapazität von gasförmigem Wasser) Bei 0°C und 100°C sehen Sie Unstetigkeiten - hier treten die latenten Wärme auf (Schmelzenthalpie und Verdampfungsenthalpie) entsprechend einer unendlich großen Wärmekapazität. Wenn wir berechnen wollen, wie viel Wärme wir benötigen, um ein System von einer Anfangstemperatur T(A) auf eine Endtemperatur T(E) aufzuheizen, müssen wir die Funktion C(p)=f(T) zwischen den Temperaturen T(A) und T(E) integrieren, das bedeutet wir berechnen die Fläche unter der Kurve. Die Wärme für die Erwärmung von Wasser von 0°C auf 100°C entspricht also dieser Fläche (7,5 kJ/mol) Beim Verdünnen oder Mischen von idealen Komponenten wird keinerlei Wärme frei oder verbraucht; für ideale Systeme existieren keine Mischungs- oder Verdünnungs- Enthalpie. Wenn ich Stickstoff mit Sauerstoff mische, besitzen die ungemischten Komponenten dieselbe Energie bzw. Enthalpie wie die Gasmischung. delta(H)mix=0 Bei realen (nicht-idealen) Systemen gibt es sowohl exotherme als auch endotherme Mischungswärmen. Die Lösung von Salzsäure in Wasser ist exotherm - wir haben eine negative Verdünnungsenthalpie. Die Lösungswärme von Kaliumchlorid ist positiv, wir haben eine endotherme Lösungsenthalpie (Zusammenfassung Enthalpie physikalischer Prozesse) Die Enthalpie H ist ein
Maß für die Energie in einem System, definiert als U + p*V. H = U + p*V. Enthalpiedifferenzen sind leicht messbar als Wärme bei konstantem Druck und hängt ab von - der Temperatur - der Phase und - der chemischen Zusammensetzung und bei nicht-idealen Systemen auch von - der Verdünnung.
Vorlesung/Konferenz
Delta
Wasserbad
Säure
Ausgangsmaterial
Vorlesung/Konferenz
Reaktionswärme
Verdampfungswärme
Chemische Reaktion
Mischen
Setzen <Verfahrenstechnik>
Vorlesung/Konferenz
Reinstoff
Shuttle-Vektor
Verdünnung
Reaktionswärme
Chemischer Prozess
Chemische Verbindungen
Ethanol
Verdampfungswärme
Sauerstoff
Verdünnung
Lösungswärme
Stickstoff
Salzsäure
Lösung
Ableitung <Bioelektrizität>
Kaliumchlorid
Körpertemperatur
Mischen
Verdünner
Gasgemisch
Delta
Chemischer Prozess
Vorlesung/Konferenz

Metadaten

Formale Metadaten

Titel Enthalpie und physikalische Prozesse - wie macht man aus der Wärme eine Zustandsgröße?
Serientitel Einführung in die Thermodynamik
Teil 16
Autor Lauth, Günter Jakob
Mitwirkende Lauth, Anika (Medientechnik)
Lizenz CC-Namensnennung - keine kommerzielle Nutzung 3.0 Deutschland:
Sie dürfen das Werk bzw. den Inhalt zu jedem legalen und nicht-kommerziellen Zweck nutzen, verändern und in unveränderter oder veränderter Form vervielfältigen, verbreiten und öffentlich zugänglich machen, sofern Sie den Namen des Autors/Rechteinhabers in der von ihm festgelegten Weise nennen.
DOI 10.5446/15660
Herausgeber Günter Jakob Lauth (SciFox)
Erscheinungsjahr 2013
Sprache Deutsch
Produktionsjahr 2013
Produktionsort Jülich

Inhaltliche Metadaten

Fachgebiet Physik, Chemie
Schlagwörter Physikalische Chemie
Thermodynamik

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