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Enthalpie, angezeigt durch das Symbol ${Anzeigestil H}$, ist ein ehrgeizig von dem Thermodynamik, ein Zustandsfunktion die aus dem abgeleitet werden können innere Energie${Displaystil U}$ (oder ${Anzeigestil E}$) durch Addition des Produkts aus Druck und Volumen (${displaystyle pV}$) als Begriff. Die Enthalpie ist so definiert, dass die Enthalpiedifferenz zwischen zwei Zuständen bei konstantem Druck gleich der gesamten aufgenommenen oder abgegebenen Wärmemenge ist. In der Chemie ist die Enthalpie daher eine häufig verwendete Größe, da viele Reaktionen bei (annähernd) konstantem Druck und Temperatur relativ einfach durchzuführen sind.

Definition

${Anzeigestil H=U pV.}$

Darin ist

${Anzeigestil H}$ die Enthalpie in J

${Displaystil U}$ die innere Energie in J

${displaystyle p}$ der Druck in pa ausgedrückt in N/m²

${Anzeigestil V}$ das Volumen in m³

Durch Differenzierung folgt aus dieser Definition:

${displaystyle {m {d}}H={m {d}}U {m {d}}(pV)={m {d}}U p{m {d}}V V{m {d}}p}$

Über die Grundgleichung der Thermodynamik für reversible Prozesse ohne Stoffaustausch mit der Umwelt:

${Anzeigestil {m {d}}U=T{m {d}}S-p{m {d}}V}$

können ${Anzeigestil H}$ im Druck der 'natürlichen Variablen' ausgedrückt werden ${displaystyle p}$ und Entropie ${Anzeigestil S:}$

${Anzeigestil {m {d}}U=T{m {d}}S-{m {d}}(pV) V{m {d}}p}$

${Anzeigestil {m {d}}(U pV)=T{m {d}}S V{m {d}}p}$

${Anzeigestil {m {d}}H=T{m {d}}S V{m {d}}p}$

Bei atmosphärischen Phänomenen treten häufig Prozesse bei (fast) konstantem Druck auf. Beim Beheizen eines Systems mit konstantem Druck kann daher die Enthalpieänderung mit der zugeführten Wärme gleichgesetzt werden:

${Anzeigestil Delta H=Q_{p}}$

Es besteht auch ein Zusammenhang zwischen der Wärmekapazität bei konstantem Druck ${displaystyle C_{p}}$ und die Enthalpie:

${displaystyle H=int C_{p}{m {d}}T}$

Im Prinzip könnte man also die Enthalpie eines Systems (z.B. eines Stoffes) als Wärmekapazitäten aus 0 K berechnen (die Absoluter Nullpunkt) bekannt waren. Der Wert der Enthalpie bei 0 K ist jedoch nicht definiert. Das heißt, der absolute Wert von ${Anzeigestil H}$ ist nie bekannt. Man kann nur von einem wohldefinierten sprechen Unterschied${Anzeigestil Delta H}$ das hängt mit einem bestimmten zusammen Prozess (z.B. Heizen ab 0 K).

Reaktionsenthalpie

Die Reaktionsenthalpie ${displaystyle Delta H_{ ext{reaction}}}$ von a chemische Reaktion ist die Enthalpieänderung eines Systems, in dem eine chemische Reaktion bei konstantem Druck abläuft. Dies entspricht der Wärme, die bei einer solchen Reaktion freigesetzt wird oder bei konstanter Temperatur zugeführt werden muss.

Die Standardreaktionsenthalpie ist die Reaktionsenthalpie bei einem Druck von 1 bar und 25 °C (100.000 Pa und 298,15 K).

Der Wert der Enthalpie ist an die Reaktionsgleichung-wie geschrieben. Obwohl die beiden folgenden Reaktionen chemisch gesehen identisch sind, unterscheidet sich der Wert der Reaktionsenthalpie um den Faktor zwei (die Enthalpie ist a umfangreiche Menge):

${displaystyle {ce {2H2O2 -> 2H2O}}}$

${displaystyle {ce {H2 1/2 O2 -> H2O}}}$

Denn Enthalpie ist a Zustandsfunktion ist, dass die Reaktionsenthalpie einer Reaktion unabhängig von dem Weg ist, auf dem diese Reaktion verläuft (de Hesssches Gesetz).

Betrachten Sie zum Beispiel die folgenden drei imaginären Reaktionen:

1. ${displaystyle {ce {A B -> AB}}}$
2. ${displaystyle {ce {AB B -> AB2}}}$
3. ${displaystyle {ce {A 2B -> AB2}}}$

Reaktion 3 hat den gleichen Effekt wie Reaktion 1, gefolgt von Reaktion 2. Das heißt, die Reaktionsenthalpie von Reaktion 3 ist gleich der Summe der Reaktionsenthalpie der Reaktionen 1 und 2.

Vollständige Verbrennung

Ein Sonderfall der Reaktionsenthalpie ist die Verbrennungswärme${displaystyle Delta _{ ext{c}}H}$ Dies ist eine Reaktion mit Sauerstoff, bei der nur ${displaystyle {ce{CO2,H2O}}}$ und Metalloxide werden in ihrer höchsten Oxidationsstufe gebildet (d. h. nein ${displaystyle {ce {CO}}}$ oder ${displaystyle {ce {C}}}$).

Verbrennungswärme werden normalerweise in a . gemessen Bombenkalorimeter.

Bildungsenthalpie

Das Bildungsenthalpie${displaystyle Delta _{ ext{f}}H}$ einer chemischen Verbindung ist die Reaktionsenthalpie einer Reaktion mit 1 Maulwurf dieser Verbindung entsteht aus dem reinen Elemente.

Das Standardbildungsenthalpie${displaystyle Delta _{ ext{f}}H^{ominus }}$ einer chemischen Verbindung (oft einfach als "die Enthalpie der Verbindung" bezeichnet), die Bildungsenthalpie dieser Verbindung bei einem Druck von 1 bar und die besorgt Temperatur. (Normalerweise wird die Menge als Funktion der Temperatur tabelliert).

Die thermodynamische Standardbedingung ${displaystyle ominus }$ beträgt daher nicht immer 25 °C. Wenn jedoch ein einzelner Wert angegeben wird, wird dieser normalerweise als 25 °C bezeichnet.

Der Wert der Enthalpie für ein Element in seinem stabilsten Zustand ist per Definition gleich Null.

Die Standardbildungsenthalpie vieler Verbindungen wird in Tabellenbüchern veröffentlicht. Mit diesen Daten kann man die Standardreaktionsenthalpie jeder Reaktion berechnen, sofern man die Standardbildungsenthalpien der verbrauchten und gebildeten Verbindungen kennt.

Beispiel

Nehmen Sie zum Beispiel die die Ermäßigung von Eisenoxid zu Eisen, wie die in a Hochofen stattfinden:

${Anzeigestil {ce{Fe2O3 3CO -> 3CO2 2Fe}}}$

Diese Reaktion kann theoretisch als Kombination der folgenden Reaktionen angesehen werden:

1. ${displaystyle {ce {Fe2O3 -> 2Fe 3/2 O2}}}$
2. ${displaystyle {ce{CO -> C 1/2 O2}}}$ (dreimal)
3. ${displaystyle {ce {CO2 -> CO2}}}$ (dreimal)

Die Reaktionsenthalpie der Reduktion von Eisenoxid ist also gleich der Summe der Reaktionsenthalpien der Reaktionen 1, 2 und 3. Diese Reaktionsenthalpien sind in den Tabellenbüchern für Standardbildungsenthalpien zu finden:

• Die Reaktionsenthalpie von Reaktion 1 ist der negative Wert der Bildungsenthalpie von ${displaystyle {ce{Fe2O3}}}$
• Die Reaktionsenthalpie von Reaktion 2 ist dreimal so groß wie der negative Wert der Bildungsenthalpie von ${displaystyle {ce {CO}}}$
• Die Reaktionsenthalpie von Reaktion 3 ist dreimal so groß wie die Bildungsenthalpie von ${displaystyle {ce{CO2}}}$

überschüssiges halpythal

Beim Mischen zweier nicht reagierender Flüssigkeiten oder Gase kann Wärme aus der Umgebung abgegeben oder aufgenommen werden, die sogenannte Überschussenthalpie${displaystyle H^{ ext{ex}}}$.

Exothermer Mischprozess

Wenn die Enthalpie der Mischung nach dem Mischen niedriger ist als zuvor, wurde Wärme an die Umgebung abgegeben; die Exzessthalpie ist negativ. Ein Beispiel ist das Mischen von reinem Methanol und reinem Wasser.

Endothermer Mischprozess

Ist die Enthalpie der Mischung nach dem Mischen höher als zuvor, wurde Wärme aus der Umgebung aufgenommen; die Überschussenthalpie ist positiv. Ein Beispiel ist das Mischen pur Acetonitril und reines Wasser.

Die Überschussenthalpie lässt sich berechnen mit a Staatsgleichung und mit a Aktivitätsmodell. Bei einem Aktivitätsmodell gilt:

${displaystyle H^{ ext{ex}}=-RT^{2}sum _{i}{frac {partial ln gamma _{i}}{partial T}},}$

in welchem ${Displaystil-Gamma _{i}}$ das Aktivitätskoeffizienten sein.

Siehe auch

• Freie Enthalpie

Nüsse