Knobelfragen

Knobelfragen
Was unterscheidet die Knallgasreaktion
(H2 + O2 --> 2 H2O) vom Rosten eines Fahrrads
(2Fe + O2 + 2H2O --> 2FeO(OH))?
Wenn beim Lösen eines Salzes ein Bodensatz übrig
bleibt, ist dann die Reaktion AB --> A+(aq) + B-(aq)
vollständig abgelaufen?
Was passiert an der Oberfläche eines Salzkristalles im
Bodensatz?
Was muss bei einer chemischen Reaktion passieren,
damit sie von sich aus (freiwillig) abläuft?
Wie unterscheiden sich die Synthese und die Analyse
von Silbersulfid?
Das Wichtigste...!
• Alle chemischen Stoffe besitzen eine innere
Energie. Sie ist nicht bestimmbar und setzt sich aus der Bewegunsenergie der Teilchen
und der gespeicherten chemischen Enerige zusammen.
• Bei einer chemischen Reaktion wird die
Energiedifferenz in Form von Wärme frei =
Rekktionswärme.
• Geschieht dies bei konstantem Druck
(offenes System) so entspricht die
Reaktionswärme der Enthalpiedifferenz
∆H.
• In einem geschlossenen System müsste
keine Volumenarbeit geleistet werden, was
zu einer höheren Reaktionswärme führen
würde.
Reaktionsenthalpie und was
noch...
2H2(g) + O2(g) --> 2 H2O(l) / ΔH = - 572kJ
Angabe bei Reaktionsgleichung bezieht sich auf dieselbe,
also auf tatsächlich umgesetzte Stoffmenge.
Bei der Entstehung gasf. Wassers gilt: ΔH = - 484kJ
Die Differenz von 44kJ ist die Verdampfungs- bzw.
Kondensationsenthalpie.
Schreibt man die Reaktion mit 1mol H2O so erhält man:
H2(g) + 1/2O2(g) --> H2O(l) / ΔH0f = - 286kJ
Dies ist die molare Standardbildungsenthalpie
(aus den Elementen). Die hochgestellte 0 steht für die
Bildung von 1mol bei Standardbedingungen (T=25°C;
p=1013mbar), das f für formation, also Bildung.
Nutzen der
Bildungsenthalpien
Bildungsenthalpien wurden gemessen und sind
tabelliert. Mit ihrer Hilfe kann man unbekannte
Reaktionsenthalpien berechnen z.B. solche die experimentell nicht
bestimmbar sind.
Es gilt: ΔH = Summe ΔH0f(Produkte) - Summe ΔH0f(Edukte)
Beispiel: Verbrennung von Methan
CH4 + 2O2 --> CO2 + 2H2O / ΔH = ?
ΔH =[2*ΔH0f(H2O) + ΔH0f(CO2)]-[2*ΔH0f(O2) + ΔH0f(CH4)]
ΔH = -2*286kJ/mol - 393kJ/mol - 0kJ/mol + 75kJ/mol
= -890kJ/mol
Werte siehe Tabelle im Buch S. 167
O2 ist ein Element und muss nicht gebildet werden.
Satz von Hess
Die Enthalpieänderung bei einer Reaktion ist
unabhängig vom Reaktionsweg. Sie hängt nur vom
Anfangs- und Endzustand ab. s. Bu. S. 166
Mit Hilfe dieses Satzes können Bildungsenthalpien
berechnet werden.
Beispiel: Bildung von Wasserstoffperoxid (H2O2), das
bei der Verbrennung von Wasserstoff stets in
geringen Mengen entsteht.
Bekannt sind: ΔH0f(H2O) = -286kJ/mol und die
Reaktionsenthalpie des Zerfalls von H2O2 in Wasser und
Sauerstoff (2H2O2 --> 2H2O + O2) ΔH0zerf. = -196kJ/mol
--> ΔH0f(H2O2) = ΔH0f(H2O) - ΔHzerf. = -90kJ/mol
Zeichnung!
Einstieg: Trinkvogel
Ob eine chemische
Reaktion von
selbst abläuft,
hängt, soweit wir
wissen, davon ab,
ob dabei Energie
frei wird.
Aber dies ist
nicht der
alleinige Grund.
Bindungsenthalpien
Ein weiterer Typ ist die
168/169).
Bindungsenthalpie (Bu. S.
- Schau dir die Tabelle auf S. 169 an.
Welche Rolle spielt die Polarität einer Bindung für die
Stabilität der Bindung (also die Enthalpie, die für die
Spaltung der Bindung aufgebracht werden muss)?
- Wir lesen den Text zu den Bindungsenthalpien und
schauen uns das Beispiel auf S. 169 unten an.
Berechne die Reaktionsenthalpie der Verbrennung
von einem Mol Ethen (C2H4) mit Sauerstoff.
Schreibe zunächst die Reaktionsgleichung.
Was fangen wir mit der
Enthalpie an?
- Wir können entscheiden, ob bei einer Reaktion
Energie in Form von Wärme frei wird.
- Wir können als Reaktionsenthalpien messen oder
sie berechnen.
- Letzteres kann mit Hilfe tabellierter
Standardbildungsenthalpien ΔH0f geschehen oder über
den Satz von Hess mit Hilfe bekannter Reaktionsenthalpien.
- Auch die Bindungsenthalpien können zur Berechnung
von Reaktionsenthalpien genutzt werden.
- Sie zeigen uns auch, dass Mehrfachbindungen stärker sind
als Einfachbindungen und dass polare Bindungen stärker
sind als unpolare Bindungen.
Energetik/
Thermodynamik
- Wann läuft eine Reaktion?
- Neben der Energie gibt es eine zweite Triebkraft,
die dazu führt, dass Reaktionen spontan ablaufen.
Einführungsversuche in Gruppen
Arbeitsblatt zum Thema
Bildet 5er- oder 6er-Gruppen (es gibt vier Versuche)
und begebt euch zum Experimentieren in den
hinteren Teil des Klassenraumes. Bereitet den Raum
(Tische...) fürs Experimentieren vor.
Alternativ machen vier einzelne Schüler die Versuche
am Tisch vorne.
Entropie und Wärme
Im Teilchenmodell
bewegen sich die Teilchen
aller Stoffe (Brownsche
Bewegung).
Die Stärke dieser
Bewegung hängt mit der
Temperatur des Stoffes
zusammen.
Je höher die Temperatur,
desto schneller bewegen
sich die Teilchen.
Welche Auswirkung hat
das auf die ENTROPIE?
Merke dir!
Die Entropie S ist ein Mass für die
Unordnung eines Stoffes.
In der Chemie ist sie eine Triebkraft für den
Ablauf einer spontanen Reaktion.
Solche Reaktionen streben nach
grösstmöglicher Unordnung, also hoher
Entropie.
Wie auch bei der Enthalpie spielt aber das
System und seine Umgebung eine grosse
Rolle. Es müssen System- und
Umgebungsentropie beachtet werden.
Temperatur abhängige Standard-
Entropiewerte
Feststoffe:
- Metalle: Al: 28 J/K*mol
- Salze: MgCl2: 90 J/K*mol
- Molekülkristalle: C: 6 J/K*mol
Flüssigkeiten:
- Alkohol (C2H5OH): 161 J/K*mol
- Brom (Br2): 152 J/K*mol
Gase:
- Sauerstoff (O2): 205 J/K*mol
- Wasserdampf (H2O): 169 J/K*mol
Aquatisierte Ionen:
- OH-(aq): -11 J/K*mol
- Cl-(aq): 57 J/K*mol
0
S
Die Trinkente
Ein Entropie-getriebenes perpetuum mobile
Der Vorgang des
Verdunstens von
Wasser ist endotherm.
Der Vorgang läuft
dennoch spontan ab. Er
ist Entropie-getrieben.
Insgesamt sagt man, er
sei exergonisch.
Dieses Wort benutzt
man, wenn die freie
Enthalpie <0 ist. Nach
Gibbs-Helmholtz gilt:
H2O(l) --> H2O(g) / ΔH > 0
ΔG = ΔH - T*ΔS
Gibbs-Helmholtz Gleichung
ΔG = ΔH - T*ΔS
Die freie Enthalpie kann mit Hilfe der Enthalpie und
der Entropie berechnet werden.
Wie für die Enthalpie gibt es auch für die Entropie
tabellierte Werte, die molare Standard Entropie S0.
Je nach dem, wie groß die Werte der Gleichung sind,
ergeben sich vier verschiedene Fälle.
-->
Warum gefriert Wasser
bei 0°C
???
Weil dann die Unordnung
im Gefrierfach insgesamt
zunimmt
Warum gefriert Wasser bei 0°C???
Das Gefrieren von Wasser ist eine exotherme Reaktion
(∆H < 0). Allerdings werden die Wassermoleküle geordnet
(∆S < 0). Die Entropie nimmt ab.
Im Endeffekt spielt die Wärmeabgabe nur eine Mittlerrolle. Die
Entropie ist wichtiger!!!
Man könnte sagen:
Wasser gefriert bei 0°C, weil erst bei dieser niedrigen
Temperatur die Luftteilchen in der Umgebung durch die
abgegebene Wärme ihre Bewegung stark genug erhöhen (was
einer Entropiezunahme entspricht), dass dadurch die
Entropieabnahme des Wassers ausgeglichen wird.
Spontane Vorgänge
1. Exothermer Vorgang, Zunahme der
Entropie:
HΔ < 0 und ΔS > 0
Reaktion in jedem Fall spontan (Bsp.:
Verbrennungen oder Explosionen
fester oder flüssiger Stoffe).
2. Exothermer Vorgang, Abnahme der
Entropie:
HΔ < 0 und ΔS < 0
Reaktion nur spontan, wenn
Umgebungsentropie durch
abgegebene Wärme steigt (nur
unterhalb best. Temp; z.B. Gefrieren
von Eiswürfeln).
Weitere Vorgänge
3. Endothermer Vorgang, Zunahme der Entropie:
HΔ > 0 und ΔS > 0
Reaktion nur spontan, wenn Zunahme der
Entropie gross genug ist bzw. Abnahme der
Umgebungsentropie klein genug, was von
der Temperatur der Reaktion abhängt (Bsp.
Zersetzung von Ag2S oder Brennen von CaCO3).
4. Endothermer Vorgang, Abnahme der Entropie:
HΔ > 0 und ΔS < 0 --> Reaktion nie spontan.
Zum Abschluss...
...aus dem zuletzt gesagten kann für die Änderung der
Entropie ∆S auch den Zusammenhang formulieren:
Beispiel:
Wärmemenge 100J
ΔS =
ΔQ
T
bei T = 100° --> ∆S = 1
bei T = 1°C --> ∆S = 100
folglich: Wärmeabgabe eine warmen Stoffes und
Aufnahme eines kalten Stoffes ist besser als
umgekehrt (∆S = 99 > ∆S = -99)
Also ist ein Wärmeübertrag nur von einem heisseren
auf einen kälteren Körper entropisch möglich.
Und ganz zum Schluss:
2nd law of thermodynamics:
Heat can‘t pass from the hotter to the cooler.