Innere Energie, Reaktionswärme, Enthalpie mit

3. Semester
Innere Energie, Reaktionswärme,
Enthalpie
Unterrichtsreihe:
Energetik
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Bei einer chemischen Reaktion werden die Ausgangsstoffe als Edukte und die Endstoffe
als Produkte bezeichnet. Dabei weisen die Produkte andere chemische und
physikalische Eigenschaften als ihre Edukte auf. Der Unterschied gilt auch für die Innere
Energie U.
Jede chemische Substanz besitzt eine innere Energie, sie ist jedoch nicht mit der
Temperatur (Bewegungsenergie = Thermische Energie = kinetische Energie =
Translationsenergie) der kleinsten Teilchen gleichzusetzen! Die Thermische Energie ist
eine Teilmenge der Inneren Energie.
Bei einem Zusammenstoß von Teilchen kann es zu einer chemischen Reaktion
kommen. Dabei verändert sich neben der stofflichen Zusammensetzung auch die innere
Energie des Gesamtsystems. Bindungen werden gespalten, neue Bindungen entstehen.
Ist die Gesamtsumme der Energien der Reaktionsprodukte kleiner als die der
Ausgangsstoffe, so liegt eine exotherme Reaktion vor (griech.: exo: heraus). Bei
derartigen Reaktionen wird Energie freigesetzt. Dies kann in Form von Wärme, der so
genannten Reaktionswärme Q oder/und Lichtabstrahlung erfolgen. Die
Reaktionsprodukte besitzen also einen geringeren Energieinhalt.
Ist jedoch die Gesamtsumme der Energien der Produkte größer als die der Edukte, so
handelt es sich um eine endotherme Reaktion (griech.: endo: hinein). Um eine solchen
Energie ablaufen zulassen muss Energie zugeführt werden.
Erfolgt die Reaktion bei konstantem Volumen
(also in geschlossenen, nicht adiabatischen
Systemen), entspricht die Änderung der inneren
Energie des Systems ausschließlich der
Reaktionswärme: ∆U = QV.
Die meisten Reaktionen führt der Chemiker
aber in offenen (oder adiabatischen) Systemen
durch. In diesem Fall erfolgt die Reaktion also
bei konstantem Druck.
Bei vielen Reaktionen findet eine Änderung des
Volumens ∆V - durch das Entstehen von
Gasen - statt. Es wird bei konstantem Druck
Volumenarbeit verrichtet.
W = -p · ∆V.
Da Volumenarbeit vom System abgegeben wird, erhält sie vereinbarungsgemäß ein negatives Vorzeichen.
∆U = Qp - p · ∆V bzw. Qp = ∆U + p · ∆V
Die Zustandsgröße, die das chemische System bei konstantem Druck betrachtet, nennt
man Enthalpie H (griech.: thalpein: erwärmen). In ihr ist die Volumenarbeit enthalten.
∆H = ∆U + p · ∆V
Die Enthalpie wird in der Einheit Joule (J) angegeben. Da man keine absoluten
Enthalpiewerte bestimmen kann, sondern nur Veränderungen der Enthalpie, wurden die
Enthalpien der Elemente als Bezugspunkt willkürlich mit einer Enthalpie von 0 versehen.
Misst man also die Reaktionswärmen bei dem Beispiel auf der Vorderseite (Reaktion
von Zink mit Salzsäure), so ist die Reaktionswärme bei konstantem Druck Qp, also die
Enthalpieänderung ∆H, etwas geringer, als die Reaktionswärme bei konstantem
Volumen QV, da Energie in Form von Volumenarbeit an die Umgebung abgegeben wird.
Bei Reaktionen ohne Volumenänderungen, kann man die innere Energie mit der
Enthalpie gleichsetzen. Derartige Reaktionen sind Festkörperreaktionen oder
Reaktionen in Lösungen.
Arbeitsaufträge:
Zeichnen Sie entsprechende Diagramme und formulieren Sie die Reaktionsschemata für
die
1. Wassersynthese
2. Ammoniakzerlegung
3. Fotosynthese