bewegungsenergie eines
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Doppelstunde II ¾ Energiekonzept ¾ Thermodynamik ¾ Reaktionsenthalpie Anfängertutorium ao. Prof. Dr. Hans Flandorfer Energiekonzept Anfängertutorium Dr. Hans Flandorfer Energie Einheit der Energie: Energie (E) in Joule (J) in kgm2/s2 ► Kinetische Energie ½.m.v2 Bewegungsenergie eines Körpers mit der Masse m und Geschwindigkeit v; 1 J ist E von 2 kg bei 1 m/s (3,6 km/h) ► Potentielle Energie F.r (Arbeit) Gespeicherte Energie, z.B. durch Bewegung im Gravitationsfeld E = m.g.h; 9,81 J sind erforderlich, um 1 kg um 1 m zu heben Ca. 4,18 J um 1 g Wasser um 1 °C* zu erwärmen Wärme ? *Genau von 14,5 auf 15,5 °C Energiekonzept H. Flandorfer Anfängertutorium Äußere und Innere Energie (U) Äußere Energie, E: Der makroskopische energetische Zustand wird durch potentielle und kinetische Energie eines Systems beschrieben. Innere Energie, U: Der mikroskopische energetische Zustand eines Systems. Der Absolutwert dieser Energie kann nicht bestimmt werden, jedoch dessen Änderungen. ΔU = Q + W Änderung der Inneren Energie durch Zu- und Abfuhr von Wärme sowie durch Arbeit, die an oder von dem System geleistet wird. Die Innere Energie ist nicht in Wärme und Arbeit aufgeteilt, sondern nur deren Zu- oder Abnahme. Erst beim Energietransfer tritt diese Unterscheidung auf. Die Innere Energie manifestiert sich in der ungerichteten, chaotischen Teilchenbewegung. Transfer dieser Energie in ungerichteter Form ist Wärme – in gerichteter Form Arbeit! Energiekonzept H. Flandorfer Anfängertutorium Wärme Wärme ist ein sensorisch erfassbarer Alltagsbegriff und auch wissenschaftlich nicht eindeutig definiert: Experimentell: Energie, die über Temperaturänderungen erfasst und über bekannte Wärmekapazität quantifiziert wird. Mikroskopisch: Ungeordnete Bewegung der Teilchen Klassisch: durch thermische Kontakte ausgetauschte Energie Wärme ist eine reine Austauschgröße und auch von der Art des Austauschprozesses abhängig ⇒ keine Zustandsfunktion! Temperaturerhöhung ohne Wärmezufuhr! Wärmezufuhr ohne Temperaturerhöhung! Problematisch, aber unvermeidbar! Energiekonzept H. Flandorfer Anfängertutorium Temperatur, Innere Energie und Wärmekapazität T1 = T2 Anzahl der Zustände Anzahl der angeregten Zustände Fläche des Modellsystems NZ NA F NA analog Innerer Energie U NZ/F ist analog zur Wärmekapazität NA/NZ analog zur Temperatur Energiekonzept H. Flandorfer Anfängertutorium Thermodynamik Anfängertutorium Dr. Hans Flandorfer Definition: Transformation von Energie in all ihren Erscheinungsformen Chemische Energie ⇒ Wärme Schon in der frühesten Geschichte der Menschheit verstand man es, chemische Energie in Wärme umzuwandeln. Damit ist kein besonderer technischer Aufwand verbunden. Bewegungenergie ⇒ nutzbare Arbeit War man zuvor auf den Menschen und auf Tiere (Chemische Energie ⇒ nutzbare Arbeit) zur Leistung von Arbeit angewiesen, wurde zunehmend natürliche Bewegungsenergie (Wind, Wasser) zur Produktion und Fortbewegung eingesetzt. Chemische Energie ⇒ nutzbare Arbeit Dies war erstmals mit der Wärmekraftmaschine möglich. Die Bemühungen um Verständnis und Weiterentwicklung beschäftigte zunehmend auch die Wissenschaft, was letztlich zur Entwicklung der Thermodynamik führte. Thermodynamik H. Flandorfer Anfängertutorium Innere Energie Energie der Teilchen eines Körpers (Materie, System) Umfasst die ungerichtete, zufällige Teilchenbewegung! Atome und Moleküle bewegen sich bei T > 0 K (-273,15 °C) ständig. - Translation - Rotation - Schwingungen Sie haben kinetische und potentielle Energie! Innere Energie (U); U als Absolutwert nicht erfassbar! UE – UA = ΔU = q + w q = aufgenommene Wärme w = am System geleistete Arbeit im wesentlichen Volumsarbeit: w = - p.ΔV; ΔU = q –p. ΔV Thermodynamik H. Flandorfer Anfängertutorium Enthalpie ΔU = q –p. ΔV; bei konstantem Volumen gilt: ΔU = qV Prozesse in Natur und Technik laufen sehr häufig bei konstantem Druck, dem Atmosphärendruck ab (1 atm, 1036 mbar, 103600 Pa). Es ist wesentlich einfacher, den Druck konstant zu halten H = U + p.V; ΔH = ΔU + p. ΔV + V. Δp ΔH = q + V. Δp; bei p = const. ⇒ ΔH = qp Alle Prozesse sind mit Energieumsätzen verbunden! ΔH < 0 ⇒ exothermer Prozess ΔH > 0 ⇒ endothermer Prozess Thermodynamik H. Flandorfer Anfängertutorium Reaktionsenthalpy Anfängertutorium Dr. Hans Flandorfer Prozessenthalpien Prozesse - Schmelzen und Verdampfen - Lösen (z.B. Salze oder Gase in Wasser) - Chemische Reaktionen Die Enthalpie einer chemischen Reaktion, z.B. H2 + ½ O2 F H2O ΔH = -242 kJ Reaktionsenthalpien werden in einem Kalorimeter gemessen. Jedes System versucht, die geringste mögliche Energie einzunehmen ⇒ stark exotherme Reaktionen verlaufen in aller Regel recht heftig Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Hess‘scher Satz Reaktionsenthalpien verhalten sich streng additiv! Bsp.: CH4(g) + 2 O2(g) F CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890 kJ CH4(g) + 2 O2(g) F CO(g) + 2 H2O(l) + ½ O2 CO(g) + ½ O2 F CO2(g) CH4(g) + 2 O2(g) F CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -607 kJ ΔH = -283 kJ ΔH = -890 kJ Enthalpie hängt nicht vom Reaktionsweg ab ⇒ Zustandsfunktion! Reaktionsenthalpie kann aus bekannten Teilreaktionen berechnet werden! Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Entropie Natürliche, spontane Prozesse laufen immer in Richtung größtmöglicher Unbestimmtheit. Das Universum strebt nach größtmöglicher Verteilung, verhält sich also dissipativ. Wärme (ungerichtete Bewegung) wird von sich aus niemals in Arbeit (gerichtete Bewegung) umgewandelt. Dazu ist eine Maschine notwendig. Die thermodynamische Größe, welche die Unbestimmtheit beschreibt, ist die Entropie ⇒ S Die Entropie des Universums strebt einem Maximum zu, ΔS > 0 Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Gibbs Energie Gibbs–Helmholtz Gleichung ΔG = ΔH – T. ΔS Gibbs Energie oder auch „Freie Enthalpy“ Bestimmende Größe, wie ein Prozess spontan abläuft! A+B↔C ΔG < 0 ⇒ Der Prozess läuft spontan ab ΔG = 0 ⇒ Der Prozess ist im Gleichgewicht, eine Triebkraft! ΔG > 0 ⇒ Der Prozess läuft NICHT freiwillig, sondern nur unter Aufwand von Energie ab. Spontaner Ablauf in die Gegenrichtung Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Exotherme Prozesse Negative Prozessenthalpie ⇒ ΔH < 0 ΔG = ΔH – T. ΔS Bsp.: Auflösen von Salzen unter Wärmeentwicklung: Solvatisationsenergie > Gitterenergie Stark exotherme Reaktionen: CH4(g) + 2 O2(g) F CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890 kJ Entropieterm meist erst bei sehr hohen Temperaturen entscheidend! Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Einfluss der Entropie Negative Prozessenthalpie ⇒ ΔH < 0 ΔG = ΔH – T. ΔS z.B. Knallgasreaktion: 2 H2 + O2 → 2 H2O links: 3 Teilchen rechts: nur 2 Teilchen ⇒ rechts ist “weniger Unordnung” ⇒ die Entropie sinkt bei der Reaktion ⇒ ΔS negativ! ΔH = – 525 kJ/mol (exotherm!) ΔS = – 0,25 kJ/mol.K ⇒ ΔG = – 525 – 300.(– 0,25) = – 450 kJ/mol ⇒ die Reaktion läuft bei Raumtemperatur freiwillig ab! Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Einfluss der Entropie Was passiert, wenn ich die Temperatur immer weiter erhöhe? Entropieterm wird immer größer ⇒ positives ΔG ⇒ Reaktion läuft dann NICHT mehr in dieser Richtung ab! Bei welcher Temperatur wird ΔG positiv? ΔG = ΔH – T ΔS = 0 ⇒ ΔH = T ΔS ⇒ T = ΔH / ΔS = 2100 K ⇒ oberhalb von 1827°C zerfällt Wasser von selbst in Wasserstoff und Sauerstoff! (Umkehrung der Reaktion) Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Endotherme Prozesse Positive Prozessenthalpie ⇒ ΔH > 0 ΔG = ΔH – T. ΔS Bsp.: Auflösen von Salzen unter Wärmeaufnahme: Solvatisationsenergie < Gitterenergie Endotherme Reaktionen: 2 C6H8O7 + 3 Na2CO3· 10 H2O → 2 C6H5O7Na3 + 3 CO2 + 33 H2O Entropieterm entscheidend, damit Reaktion überhaupt spontan abläuft. Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Aktivierungsenergie Katalysatoren verringern die Aktivierungsenergie! Reaktionsenthalpie H. Flandorfer Anfängertutorium Mitteilungen von Prof. Terzieff! Die Broschüre „Sicherheit im Chemielabor“ für den Kurs in Laborsicherheit (J. Püringer) gibt es ab sofort nur mehr im Sekretariat der Materialchemie! Das Proseminar beginnt am Mo., 05.10.2009 um 11:15 h pünktlich im HS I (nicht im HS IV)! Mitteilungen H. Flandorfer Anfängertutorium
