Thermodynamik
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Thermodynamik ist die Lehre von der Energie, ihren Umwandlungen und Übertragungen. In der chemischen Thermodynamik werden Energieänderungen betrachtet, die bei chemischen Reaktionen auftreten.
Grundlagen
Die chemische Thermodynamik beschreibt, wie Energie in Form von Wärme und Arbeit zwischen Systemen übertragen oder umgewandelt wird.
Stoffliche Systeme
Es wird zwischen drei Systemarten unterschieden:
| Systemtyp | Stoffaustausch | Wärmeaustausch | Beispiel |
|---|---|---|---|
| Offenes System | möglich | möglich | offenes Reagenzglas |
| Geschlossenes System | nicht möglich | möglich | Reagenzglas mit Ballon |
| Isoliertes System | nicht möglich | nicht möglich | Isolierflasche |
Prozessführungen chemischer Reaktionen
- Isobar – Reaktion bei konstantem Druck, Ausdehnung oder Kompression möglich.
- Isochor – Reaktion bei konstantem Volumen, keine Volumenänderung möglich.
Volumenarbeit
Die Volumenarbeit (W) ist die Arbeit, die ein System bei Volumenänderung leistet oder aufnimmt.
- W = -p · ΔV
- Volumenzunahme → Energieverlust (W < 0)
- Volumenabnahme → Energiegewinn (W > 0)
Beispiel:
- Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂ → Δν = 1 (Volumenzunahme)
- CuO + H₂ → Cu + H₂O → Δν = −1 (Volumenabnahme)
Erster Hauptsatz der Thermodynamik
Der erste Hauptsatz ist eine spezielle Form des Energieerhaltungssatzes:
- ΔR U = Qₘ + Wₘ
Für isochore Prozesse gilt:
- ΔR U = Qₘ,v (molare Reaktionsenergie)
Für isobare Prozesse gilt:
- ΔR H = Qₘ,p (molare Reaktionsenthalpie)
Exotherme und endotherme Reaktionen
- Exotherm: ΔR H < 0 → Energieabgabe
Beispiel: 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂
- Endotherm: ΔR H > 0 → Energieaufnahme
Beispiel: 2 NH₃ → N₂ + 3 H₂
Thermodynamische Größen
| Größe | Symbol | Einheit | Beschreibung |
|---|---|---|---|
| Reaktionswärme | Q | kJ | Aufgenommene oder abgegebene Wärme |
| Molare Reaktionswärme | Qₘ = Q/n | kJ·mol⁻¹ | Wärme pro mol Reaktionsumsatz |
| Volumenarbeit | W = −p·ΔV | kJ | Arbeit bei Volumenänderung |
| Molare Volumenarbeit | Wₘ = −p·ΔR Vₘ | kJ·mol⁻¹ | Arbeit pro mol Reaktion |
| Molare Reaktionsenergie | ΔR U | kJ·mol⁻¹ | Energieänderung bei konstantem Volumen |
| Molare Reaktionsenthalpie | ΔR H | kJ·mol⁻¹ | Wärmeänderung bei konstantem Druck |
| Molare Bildungsenthalpie | Δf H | kJ·mol⁻¹ | Energie bei Bildung aus Elementen |
| Molare Verbrennungsenthalpie | Δv H | kJ·mol⁻¹ | Energie bei vollständiger Verbrennung |
Beispiele:
- ΔfH(NH₄Cl) ≈ −315 kJ·mol⁻¹
- ΔvH(CH₄) = −889 kJ·mol⁻¹
Kalorimetrie
Die kalorimetrische Grundgleichung dient der experimentellen Bestimmung von Enthalpien:
- ΔR H = − (m · c · ΔT) / nF
mit
- m – Masse der Flüssigkeit im Kalorimeter
- c – spezifische Wärmekapazität
- ΔT – Temperaturänderung
- nF – Stoffmenge des umgesetzten Stoffes
Satz von Hess
Nach dem Satz von Hess ist die Reaktionsenthalpie unabhängig vom Reaktionsweg:
- ΔR H = ΣΔfH(Produkte) − ΣΔfH(Edukte)
Beispiel:
- CO + 2 H₂ → CH₃OH
- ΔR H = ΔfH(CH₃OH) − [ΔfH(CO) + 2·ΔfH(H₂)]
- ΔR H = −814 − (−242 + 0) = −128 kJ·mol⁻¹
Literatur
- Chemie-LK Köppe; Doradzillo (2025): 11.1-Thermodynamik. Unterrichtsskript, 16 Stunden.