Chemie Zusammenfassung KA 2

Chemie Zusammenfassung KA 2
Wärmemenge Q bei einer Reaktion
Chemische Reaktionen haben eine Gemeinsamkeit: Bei der Reaktion wird entweder Energie/Wärme
frei (exotherm). Oder es wird Wärme/Energie aufgenommen (endotherm). Man nennt diese Wärme
Reaktionswärme Q
Bestimmung der Reaktionswärme Q
Bei Temperaturzufuhr zu einem System, erhöht sich deren Temperatur gegenüber der
Umgebung. D.h. die Geschwindigkeit der Teilchen erhöht sich.
Daraus ergibt sich folgende Formel:
C ist abhängig vom Stoff:
Bei einem homogenen Stoffgemisch lassen sich die Formeln zusammenfassen:
Q ist mittels eines Kalorimeters Messbar.
Es gilt: Die vom gesamten System aufgenommene und experimentell bestimmte Wärme ist dem
Betrag nach gleich der Reaktionswärme Q.
Q setzt sich zusammen aus:

=Aufgenommene Wärme vom Wasser

=Aufgenommene Wärme vom Kalorimeter
Daraus ergibt sich:
Da
und
konstant sind lässt sich schreiben:
(spezifische Wärmekapazität von Wasser)
Mischt man nun 20°C und 40°C warmes Wasser ergibt sich:
Warmes Wasser gibt Wärme ab:
Kaltes Wasser + Gefäß nehmen Wärme auf:
Dank des Energieerhaltungssatzes lassen sich beide Formeln zusammenfassen:
Mit dieser Formel und dem dazugehörigen Versuch lässt sich jetzt die Wärmekapazität des
Kalorimeters für weitere Versuche bestimmen
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Änderung der Enthalpie
Die Änderung der Enthalpie
eines Systems entspricht der vom System bei konstantem Druck
aufgenommene oder abgegebene Wärme.
Die Enthalpie ist abhängig von der Änderung der inneren Energie, so kann sich also durch
Energiezufuhr oder –abfuhr verringern bzw. erhöhen. Außerdem hängt die Enthalpieänderung von
der Volumenarbeit ab (
). Auch sie kann sich entweder erhöhen oder verringern (also ein
negatives oder positives Vorzeichen haben).
Um dann die Enthalpie vollends zu berechnen, muss man nur noch die beiden Faktoren addieren.
Da
bei konstantem Druck gegen 0 geht, gilt:
. Dadurch gilt die Formel für
auch
für die innere Energie, also gilt:
Reaktionsenthalpie
Als Reaktionsenthalpie bezeichnet man die Enthalpieänderung während einer chemischen Reaktion!
Bezieht man die Reaktionsenthalpie auf 1mol nennt man sie molare Reaktionsenthalpie!
Berechnung:
Notiz: Das Kalorimeter wird bei einigen Berechnungen vernachlässigt und die Angaben, die auf die
gesamte Lösung bezogen sind, werden oft nur auf Wasser bezogen!
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Satz von Hess
„Die Enthalpieänderung zwischen zwei Zuständen ist
unabhängig vom Reaktionsweg“
Teilreaktion I
Teilreaktion II
Reaktion
Das bedeutet, dass sich eine Reaktion zur besseren
Berechnung der Enthalpie in Teilreaktionen aufteilen
lässt. Dank dem Prinzip des Energieerhaltungssatzes
ergibt sich dann für die gesamte Reaktionsenthalpie die
Summe der einzelnen Bildungsenthalpien. In dem
gedachten Zwischenzustand dürfen hierbei keine Ionen
oder Verbindungen vorkommen, sondern nur Elemente.
Die dazugehörigen Standartbildungsenthalpien lassen
sich (auch bei Ionen) aus Tabellen lesen.
Formel zum berechnen:
ist die molare Standard-Bildungsenthalpie. Das heißt die Reaktionsenthalpie, die zur
Erzeugung dieser Verbindung aus den Elementen nötig ist
Hierbei bekommen alle Elemente eine Standartbildungsenthalpie von 0, und alle Verbindungen aus
der Teilreaktion 2 bekommen ein negatives Vorzeichen bei der Standartbildungsenthalpie.
Die Standartreaktionsenthalpie kann entweder positiv oder negativ sein. Ist sie positiv läuft die
Reaktion endotherm ab, ist sie negativ exotherm.
Beispielrechnung:
III
II
Bestimme ob die Reaktion von Kupferoxid und
Zink exotherm oder endotherm ist.
Stelle dazu eine Reaktionsgleichung, die beiden
Teilreaktionen auf und berechne die jeweiligen
Enthalpien der Hauptreaktion und der
Teilreaktionen.
Hauptreaktion (I):
Teilreaktion 1 (II):
I
Teilreaktion 2 (III):
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Berechnung der Enthalpie Teilreaktion 1 (II):
Da Teilreaktion 1 (II) erhalten die
molaren Standard-Bildungsenthalpien
ein negatives Vorzeichen. Den
Sauerstoff habe ich zur Verkürzung
ignoriert (ist ja auch 0!)
Alle Elemente erhalten eine molare
Standard-Bildungsenthalpie von 0
Berechnung der Enthalpie Teilreaktion 2 (III):
Alle Elemente erhalten eine molare
Standard-Bildungsenthalpie von 0
Berechnung der Enthalpie Gesamtreaktion (I):
Diese letzte Gleichung könnte man (je nach Aufgabenstellung) umformen. Also wenn man zum
Beispiel die Standard-Bildungsenthalpie von CuO berechnen will einfach nach
umformen!
Die Reaktion ist exotherm, da die Gesamtreaktionsenthalpie kleiner als 0 ist!
Entropie S
Neben der Enthalpie gibt es noch die Entropie. Die Entropie ist die Unordnung der Teilchen in einem
System. Dabei streben die Teilchen immer nach größtmöglicher Unordnung. Die Entropie lässt sich
berechnen wie die Enthalpie man nimmt nur statt den Standard-Bildungsenthalpien die StandardBildungsentropien und Elemente erhalten nicht eine Standard-Bildungsentropie von 0. Der Satz von
Hess ist auch hierbei gültig (also auch die Verteilung der Vorzeichen!). Folglich sieht die Formel auch
verhältnismäßig ähnlich aus:
Neben der normalen Reaktionsentropie muss oft noch die Entropie der Umgebung berechnen, dabei
gilt:
Dann gilt für die gesamte Entropieänderung:
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Die Entropie entscheidet dabei, ob eine Reaktion spontan (also ohne Änderung der Systemgrößen,…)
reversibel (es stellt sich ein Gleichgewicht ein) oder nicht spontan (unter den aktuellen Bedingungen
nicht) abläuft. Normalerweise nimmt man hierbei die gesamte Entropieänderung
, falls man
aber nur die Entropieänderung im System oder nur die Entropieänderung der Umgebung berechnen
will, nimmt man eben
oder
. Auf jeden Fall gilt:
spontane Reaktion
reversible Reaktion
nicht spontane Reaktion
Beispielrechnung:
Bestimme ob die Reaktion von Kupferoxid und Zink spontan oder nicht spontan ist.
Berechne die jeweiligen Entropien der Hauptreaktion und der Teilreaktionen.
Berechnung der Entropie Teilreaktion 1 (II):
Berechnung der Entropie Teilreaktion 2 (III):
Berechnung der Entropie Gesamtreaktion (I):
Diese letzte Gleichung könnte man (je nach Aufgabenstellung) umformen. Also wenn man zum
Beispiel die Standard-Bildungsentropie von CuO berechnen will einfach nach
umformen!
Die Reaktion ist spontan, da die Gesamtreaktionsentropie größer als 0 ist!
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Freie Enthalpie G
Lässt sich berechnen über die Gibbs-Helmholz-Gleichung, die lautet:
Hierbei muss man einfach die Entropie- und Enthalpieänderung im System einsetzen und die
Temperatur (in Kelvin) ergänzen. Dann hat man die Freie Enthalpie.
Die Freie Enthalpie drückt dabei aus, ob die Reaktion exergonisch (freiwillig und spontan) oder
endergonisch (weder freiwillig noch spontan) abläuft, oder ob ein chemisches Gleichgewicht
vorherrscht. Es gilt:
endergonisch Reaktion
chemisches Gleichgewicht
exergonisch Reaktion
Beispielrechnung:
Bestimme ob die Reaktion von Kupferoxid und Zink exergonisch oder endergonisch ist.
Berechne die jeweiligen freien Enthalpien der Hauptreaktion und der Teilreaktionen.
Berechnung der Entropie Teilreaktion 1 (II):
Berechnung der Entropie Teilreaktion 2 (III):
Berechnung der Entropie Gesamtreaktion (I):
Die Reaktion ist exergonisch, da die freie Enthalpie kleiner als 0 ist!
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So, fertig wäre die erste Zusammenfassung im Jahr 2011. Chemie 4std die 2. Klausur bei
Frau Borchert. Die Grundthemen sind ja Enthalpie, Entropie und freie Enthalpie. Ich hab
sie halt alle nur relativ dürftig erklärt, weil es ja meistens eh nur ums Rechnen geht.
Deshalb hab ich lieber zu jedem Grundthema je eine Beispielrechnung zu immer der
gleichen Reaktion gemacht.
Wie immer – wer Fehler, Verbesserungen, selbst Zusammenfassungen hat,… oder sonst
irgendwas, schreibt mir eine Mail ([email protected]) oder veröffentlicht sie (falls es denn
demnächst geht) einfach gleich auf der neuen Schulhomepage, auf der jeder was
hinzufügen kann. Im Moment gehen nur Dateien die innerhalb von 12 Sekunden
hochgeladen sind, ich hoffe das bekomm ich in den Griff. Ich kann die Dateien über ein
spezielles Konto noch anders hochladen – aber das ist ein wenig kompliziert also bleiben
wir bis jetzt mal bei der Mail. Der Link zur neuen Schulhomepage ist noch hier:
http://fsure.bplaced.net/fagabi12/. Auch wer noch Anregungen zur Schulhomepage hat
schreibt mir bitte eine Mail, dann schau ich, was ich da machen lässt. In Planung sind erst
mal noch ein kleiner Chat und ein Forum, schauen wir mal, was sich da machen lässt.
Jetzt erst viel Spaß beim Chemie lernen und ein Frohes Jahr 2011!
Gruß,
Flo
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