Entropie, Reaktionsentropie, Umgebungsentropie
Werbung
CHEMIE KAPITEL 2 – DIE CHEMISCHE REAKTION Timm Wilke Georg-August-Universität Göttingen Wintersemester 2014 / 2015 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 2 Wiederholung Die Reaktionsenthalpie ΔHR bezeichnet die Energie, die bei einer chemischen Reaktion freigesetzt oder aufgenommen wird. Sie lässt sich mit Hilfe von Standard-Bildungsenthalpien ΔH0B berechnen. Ist die Reaktionsenthalpie ΔHR negativ, d.h. kleiner als 0, handelt es sich um eine exotherme Reaktion – es wird Energie freigesetzt. Ist die Reaktionsenthalpie ΔHR positiv, d.h. größer als 0, handelt es sich um eine endotherme Reaktion – es wird Energie benötigt. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 3 Wiederholung Die Reaktionsenthalpie ΔHR wird berechnet durch: ΔHR = H2 – H1 In Worten formuliert wird betrachtet, ob die Produkte oder Edukte eine höhere Energie besitzen (mit Hilfe der Standard-Bildungsenthalpien). Besitzen die Produkte (H2) eine höhere Energie, ist die Reaktion endotherm und umgekehrt Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 4 Aufgaben Stelle die Reaktionsgleichung auf und berechne die Reaktionsenthalpie der Verbrennung von Methan (CH4), Propan (C3H8) und Zucker (C6H12O6). ΔH0B (CH4) = ΔH0B (C3H8) = ΔH0B (C6H12O6) = -75 kJ/mol - 104 kJ/mol - 1.260 kJ/mol ΔH0B (CO2) = - 393 kJ/mol ΔH0B (H2O) = - 286 kJ/mol Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 5 Beispielrechnung: Methan ΔHR = H2 – H1 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O ΔH0B (CH4) = - 75 kJ/mol ΔH0B (CO2) = - 393 kJ/mol ΔH0B (H2O) = - 286 kJ/mol ΔHR = - 393 kJ/mol + 2· (- 286 kJ/mol) – (-75 kJ/mol) = - 890 kJ/mol Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Reaktionsgleichungen 1. 2. 3. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O Folie 6 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 7 Historisches Julius Thomsen & Marcellin Berthelot (1878): „Chemische Reaktionen laufen nur freiwillig ab, wenn dabei Energie frei wird.“ Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 8 Thermodynamik Exotherme Reaktionen laufen scheinbar freiwillig ab – Verbrennung von Gas, Holz, Treibstoff, Knallgasreaktion, ... Endotherme Reaktionen benötigen ständige Energiezufuhr – Kalk brennen, Herstellung von Kohle, Karamellisieren, ... Fazit: Spontane Reaktionen haben die Neigung, in Richtung niedrigerer Energie abzulaufen (=exotherme Reaktionen). Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 9 Thermodynamik Aber: Lösen einer Brausetablette oder Salz in Wasser läuft freiwillig ab – dabei sinkt die Temperatur des Wassers endotherme Reaktion Energieaufnahme und –abgabe können demnach nicht die einzigen Kriterien sein. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 10 Entropie Entscheidend ist in diesem Fall die Entropie. Die Entropie (S) ist ein Maß für die Unordnung im System Systeme streben immer (!) nach maximaler Unordnung. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 11 Beispiele 1. Wasser und Tinte mischen sich freiwillig aber entmischen sich nur unter Arbeitsaufwand. 2. (Das Chaos auf dem Schreibtisch bildet sich wie von selbst, Aufräumen ist allerdings arbeitsaufwendig) 3. Domino Day! Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Entropie - Beispielexperiment Modellexperiment zur Entropie: Diffusion zweier Gase nach Entfernung der Sperre als spontaner physikalischer Prozess Folie 12 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 13 Entropie - Beispielexperiment Nach dem Mischen ist die Unordnung im System größer geworden – die Entropie (S) hat zugenommen. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Lösen von Salz in Wasser Lösungsvorgang von Salz erhöht die Entropie, da der geordnete Salzkristall in ungeordnetere Ionen aufgelöst wird. Folie 14 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 15 Entropieerhöhung: Teilchenzunahme Je mehr einzelne bewegliche Teilchen vorliegen, desto größer die Entropie. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 16 Entropieerhöhung: Temperatur Durch Erhöhung der Temperatur steigt die kinetische Energie (= Bewegungsenergie) der Teilchen und somit ebenfalls die Entropie. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 17 Faustregeln: Wann nimmt die Entropie zu? 1. Die Entropie nimmt immer dann zu, wenn eine Flüssigkeit oder ein Festkörper in ein Gas verwandelt werden. 2. Die Entropie nimmt zu, wenn ein Festkörper oder eine Flüssigkeit in Wasser gelöst werden. 3. Die Entropie nimmt zu, wenn die Anzahl der Teilchen zunimmt. 4. Die Entropie nimmt zu, wenn die Temperatur zunimmt. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 18 Entropie Definition der Entropie (3. Hauptsatz der Thermodynamik): Für einen aus gleichen Atomen bestehenden, ideal gewachsenen Kristall (bspw. ein Diamant) ist beim absoluten Nullpunkt T = 0 K (-273 °C) die Entropie null. Die Entropie nimmt im Universum konstant zu. Betrachtung der Reaktionsentropie: ΔSR = S2 – S1 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Entropie Die Entropie nimmt im Universum konstant zu? Bildung von Wasser läuft spontan ab: 2 H2 + O2 2 H2O Aus Gasen wird eine Flüssigkeit: Deutliche Entropieabnahme Folie 19 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Knallgasprobe Folie 20 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 21 Berechnung Reaktionsentropie 2 H2 + O2 2 H2O ΔSR = S2 – S1 Stoff H2O H2 O2 S°B (J/(K*mol)) 70 131 205 Lösung: ΔSR = (2 * 70) – (2 * 131 + 205) J/(K) = - 327 J/(K) Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 22 Berechnung Reaktionsentropie ΔSR = - 327 J/(mol*K) : Die Entropie nimmt also ab. Aber: Bei der Reaktion wird auch viel Wärme frei (- 572 kJ). Diese Wärme erhöht die Entropie der Umgebung. Führt man einem System Energie zu, ändert sich seine Entropie um: ΔSUmgebung = ΔHR / T (ΔHR = Reaktionsenthalpie, T = Temperatur) Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Berechnung Reaktionsentropie ΔSUmgebung = ΔHR / T ΔSUmgebung = 572 kJ / 298 K = 1,919 kJ / K (oder 1919 J / K) Erinnerung: 0 °C entsprechen 273,15 ° Kelvin. 25 °C (Raumtemperatur) entsprechen als (circa) 298 °K Folie 23 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 24 Entropie Berechnung der Gesamtentropie: ΔSGesamt = ΔSSystem + ΔSUmgebung > 0 ΔSSystem ist hier die Entropie der Bildung von Wasser (-327 J/K) ΔSUmgebung ist hier die Entropieänderung der Umgebung (1919 J/K) ΔSGesamt = - 327 J/K + 1919 J/K = 1592 J/K >0 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Entropie Insgesamt ist die Entropie gestiegen. „Merksätze“: – Die Energie des Universums bleibt konstant. – Die Entropie des Universums nimmt zu. Folie 25 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 26 Zusammenführung Die Spontaneität chemischer Reaktionen hängt also von zwei Faktoren ab: 1. Von einem Enthalpie-Faktor (Wärme, Energie) 2. Von einem Entropie-Faktor (Unordnung) Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 27 Gibbs-Energie / Freie Enthalpie Die Gibbs-Energie vereint diese beiden Faktoren: ΔG = ΔH – T * ΔS Enthalpischer Faktor / Entropischer Faktor ΔG: Änderung der Gibbs Energie (freien Enthalpie) ist die entscheidende Größe, ob eine Reaktion ablaufen kann ΔH: Änderung der Reaktionsenthalpie ΔS: Änderung der Reaktionsentropie T: Reaktionstemperatur Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 28 Gibbs-Energie / Freie Enthalpie Exergonische Reaktionen ΔG < 0 Endergonische Reaktionen ΔG > 0 Merksatz: Die Reaktion läuft freiwillig ab, wenn die Änderung der freien Enthalpie ΔG negativ ist. Die freie Enthalpie ist ein Maß für die Triebkraft chemischer Reaktionen. Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Gibbs-Energie Unterscheidung zwischen enthalpischen und entropischen Faktor: - Das Lösen des Salzkristalls erfordert Energie, diese wird der Umgebung entzogen. Die Lösung kühlt ab. - Durch das Lösen des geordneten Salzkristalls in viele Ionen steigt die Entropie an. Folie 29 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 30 Gibbs-Energie Das Lösen von Salz ist eine spontan ablaufende (exergonische) Reaktion: In diesem Fall überwiegt eindeutig der entropische Faktor! Mit anderen Worten: Die Entropiezunahme des Systems (Salzkristall) kompensiert die Entropieabnahme der Umgebung (Wasser). Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Energiediagramm Folie 31 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Gesamtentropie Folie 32 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Gesamtentropie Folie 33 Kapitel 2 – Die chemische Reaktion Folie 34 Rechtliches Abbildungsnachweis: Folie 10: http://www.w-hoelzel.de/index.php/chemie/themen/1-und-2-jahrgangsstufe/energetik-thermodynamik/11-entropie-s Folie 11: http://www.puzzles.com/puzzleclub/Images/CN_DominoDay2008_pic1.jpg Folie 14: http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/wasser/wassersalzlsg.gif Folie 16: http://www.goettinger-tageblatt.de/Ratgeber/Gruselspass-mit-Lego-Monster-Fighters Folie 16: http://de.wikipedia.org/wiki/Datei:LEGO-Aida.jpg Folie 17: http://www.dick-fotodesign.de/images/mensch01.jpg Folie 17: http://bilder.t-online.de/b/41/70/50/64/id_41705064/tid_da/kinder-sitzen-in-berlin-in-der-kindertagesstaette-bunter-stern-auf-einermatte-.jpg Folie 31,32,33: http://www.w-hoelzel.de/index.php/chemie/themen/1-und-2-jahrgangsstufe/energetik-thermodynamik/12-gibbs-energie-g Copyrightvermerk und Lizenzen: Alle Rechte an den Inhalten dieser eLearning-Materialien liegen beim Autor oder den jeweiligen Urheberrechtsinhabern. Sämtliche Bilder und Texte sind entweder vom Autor selbst fotografiert, verfasst oder sind gemeinfrei, es sei denn, es ist eine andere Quelle angegeben. Kein Teil dieses Materials darf ohne ausdrückliche schriftliche Genehmigung des Autors veröffentlicht, vervielfältigt oder für Internet-Seiten verwendet werden, auch nicht in abgeänderter Form. Die Daten oder Teile der Homepage dürfen nicht auf fremden Datenträgern, Kopien, Druckwerken, auf CD-ROM oder anderen Datenspeichermöglichkeiten erscheinen. Haftungsausschluss: Die Benutzung der hier vorliegenden Informationen geschieht auf vollkommen eigene Verantwortung. Haftung für Schäden oder Verluste, die beim Umgang mit den hier beschriebenen Stoffen oder bei der Durchführung von chemischen Versuchen entstehen, ist ausgeschlossen; ebenso wie Schadensersatzforderungen oder Gewährleistungsansprüche aufgrund falscher oder fehlender Angaben. Die Angaben zu den Stoffen und Experimentieranleitungen wurden jedoch sorgfältig und nach bestem Gewissen erstellt und sind in jedem Falle zu beachten,.
