3 Chemie und Energie

3
Chemie und Energie
Chemische
Thermodynamik
Energieumsatz bei
chemischen Reaktionen
Triebkräfte für chemische
Reaktionen
3.1
Energieumsatz bei chemischen Reaktionen
Jeder Stoff hat in sich Energie
gespeichert. Diese innere Energie U
besteht aus folgenden Anteilen:
1. Hauptsatz der Thermodynamik (Hermann von Helmholtz, 1847)
Wärmeenergie
Translation
Schwingung
Rotation
Chemische Energie
Bindungsenergie
Kernenergie
nicht relevant im
Bereich der Chemie
Gesetz der Erhaltung der
Energie:
Energie kann von einer Form
in eine andere umgewandelt
werden, sie kann aber weder
erzeugt
noch
vernichtet
werden.
• Reaktionsenergie ∆U
Energieumsatz einer chemischen Reaktion
A
+
B
Ausgangsstoffe
C
+
D
∆U = U2 – U1
Reaktionsprodukte
∆U =
Reaktionsenergie
(kJ ⋅ mol-1)
U1
=
Innere Energie der Ausgangsstoffe
(kJ ⋅ mol-1)
U2
=
Innere Energie der Reaktionsprodukte (kJ ⋅ mol-1)
1.) U1 > U2, ∆U < 0 J Energie wird an die Umgebung abgegeben
2.) U1 < U2, ∆U > 0 J Energie wird aus der Umgebung aufgenommen
Energieumsatz bei chemischen Reaktionen
Reaktion
Umsetzung von
Thermochemische Reaktion
Wärmeenergie
Photochemische Reaktionen
Licht
Elektrochemische Reaktionen
elektrischer Energie
Energieumsatz und Reaktionssystem
Abgeschlossenes
System
Wärmeisolierung
Wärme
Wärme
∆U = 0
Gas
Geschlossenes
System
∆U = Q
Wärme
Offenes
System
∆U = Qp + W
Qp
≡ ∆H
Wärme
• Reaktionsenthalpie ∆H
Bei konstantem Druck p wird nur ein Teil der inneren Energie U als Wärme
Qp abgegeben (Reaktionsenthalpie ∆H). Der Rest wird für die notwendige
Volumenarbeit aufgewendet (J Änderung des Aggregatzustandes).
Bei Reaktionen in flüssiger oder fester Phase ist die Volumenänderung sehr
klein und somit ∆U = ∆H.
Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion
A
+
B
Ausgangsstoffe
∆H
H1
H2
W
=
=
=
=
C
+
D
Reaktionsprodukte
∆H = H2 – H1
∆U = ∆H + W
Reaktionsenthalpie (griech. en thalpos, darin Wärme) (kJ ⋅ mol-1)
Enthalpie der Ausgangsstoffe
(kJ ⋅ mol-1)
Enthalpie der Reaktionsprodukte
(kJ ⋅ mol-1)
Volumenarbeit (Reaktionen mit Gasen)
(Nm ⋅ mol-1, kJ ⋅ mol-1)
1.) H1 > H2, ∆H < 0 J Wärme wird abgegeben, exotherme Reaktion
2.) H1 < H2, ∆H > 0 J Wärme wird aufgenommen, endotherme Reaktion
Standard-Reaktionsenthalpie
A + B
I
… die Standard-Temperatur von 25 °C.
… den Norm-Atmosphärendruck von 101 325 Pa
Enthalpie H
… die gegebene Reaktionsgleichung entsprechend Stöchiometrie und
Aggregatzustand.
Enthalpie H
Die Standard-Reaktionsenthalpie ∆H0 ist der
∆H-Wert für
X + Y J Z
A + B J C
II
Z
X + Y
C
∆H = - n kJ/mol
exotherme Reaktion
∆H = + m kJ/mol
endotherme Reaktion
Bindungsenergie
Die Reaktionsenthalpie ∆H einer chemischen
Reaktion kann durch Bruch der Bindungen der
Ausgangsstoffe (Zufuhr von Energie) und
Knüpfung
der
neuen
Bindungen
der
Reaktionsprodukte (Freiwerden von Energie)
beschrieben werden.
Dissoziationsenergie zweiatomiger Moleküle
H–H (g)
J 2 H (g)
∆H = + 435 kJ/mol
O=O (g)
J 2 O (g)
∆H = + 494 kJ/mol
N≡ N (g)
J 2 N (g)
∆H = + 941 kJ/mol
Für mehratomige Moleküle
Bindungsenergien angegeben:
werden
mittlere
C–C
∆H = + 347 kJ/mol
C–H
∆H = + 414 kJ/mol
O–H
∆H = + 463 kJ/mol
Berechnung der
Bindungsenergien
Standard-Reaktionsenthalpie
J Aufbrechen aller Bindungen
J Knüpfung der neuen Bindungen
chemischer
Reaktionen
aus
Reaktionsenthalpie und Standard-Reaktionsenthalpie
H2 (g) + ½ O2 (g) J H2O (g)
∆H = - 242 kJ/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) J H2O (l)
∆H = - 286 kJ/mol
Verdampfungsenthalpie H2O (l) J H2O (g) wird
infolge Kondensation zusätzlich frei
Wie viel Kondensationswärme wird frei, wenn 1 L
Wasser durch Kondensation aus Wasserdampf
gebildet wird?
Aluminothermie
Verfahren zur Herstellung metallischer Elemente E aus
den entsprechenden Oxiden EO durch die Umsetzung
mit elementarem Aluminium
2 Al + 3 EO J Al2O3 + 3 E
Grundlage ist die hohe Affinität von Sauerstoff zu
Aluminium
2 Al + 3/2 O2 J Al2O3
∆H0 = - 1677 kJ/mol
Wie viel Reaktionswärme wird freigesetzt, wenn 36,0 g Aluminium mit
überschüssigem Eisen(III)-oxid reagieren (aluminothermisches Schweißen)?