Thermochemie — Enthalpie, Hesssches Gesetz & Kalorimetrie

Die Thermochemie ist der Teil der Chemie, der Wärmeänderungen bei Reaktionen und physikalischen Veränderungen untersucht. In den meisten Einführungsaufgaben tauchen immer wieder dieselben drei Werkzeuge auf: die Enthalpieänderung $\Delta H$, das Hesssche Gesetz und die Kalorimetrie.

Hier ist die kurze Bedeutung von jedem davon:

• $\Delta H < 0$: Das System gibt unter Bedingungen konstanten Drucks Wärme ab
• $\Delta H > 0$: Das System nimmt unter Bedingungen konstanten Drucks Wärme auf
• Hesssches Gesetz: Wenn sich Reaktionen addieren, addieren sich auch ihre Enthalpieänderungen
• Kalorimetrie: Miss $\Delta T$, rechne es in $q$ um und beziehe diese Wärme dann auf die Reaktion

Wenn du dir nur einen Satz merkst, dann diesen: In der Thermochemie geht es darum, unter klar angegebenen Bedingungen nachzuverfolgen, wohin die Wärme geht.

Was Thermochemie In Der Praxis Bedeutet

In der Thermochemie berechnet man normalerweise eine Änderung der Enthalpie, nicht eine absolute Enthalpie. Für viele Chemiekurse ist die Enthalpie nützlich, weil sie den Wärmestrom mit Reaktionen bei konstantem Druck verknüpft.

Für einen Prozess bei konstantem Druck, bei dem Druck-Volumen-Arbeit der relevante Arbeitsterm ist, gilt:

$$\Delta H = q_p$$

Diese Bedingung ist wichtig. Du solltest $\Delta H$ nicht in jeder Situation einfach durch Wärme ersetzen. Diese Abkürzung funktioniert bei Aufbauten mit konstantem Druck, etwa bei vielen Reaktionen im offenen Becherglas und bei Aufgaben zur Kaffeebecher-Kalorimetrie.

Daraus ergibt sich die übliche Vorzeichensprache:

• exothermer Prozess: $\Delta H < 0$
• endothermer Prozess: $\Delta H > 0$

Verbrennung ist ein Standardbeispiel für einen exothermen Prozess. Das Schmelzen von Eis ist ein Standardbeispiel für einen endothermen Prozess.

Wie Das Hesssche Gesetz Eine Unbekannte Enthalpie Bestimmt

Das Hesssche Gesetz besagt, dass die Enthalpieänderung einer Gesamtreaktion von Anfangs- und Endzustand abhängt, nicht vom Weg dazwischen. Das funktioniert, weil die Enthalpie eine Zustandsgröße ist.

Wenn also angepasste chemische Gleichungen zur Zielgleichung addiert werden, addieren sich auch ihre Enthalpieänderungen:

$$\Delta H_{overall} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \cdots$$

Die zwei Anpassungen, die die meisten Fehler verursachen, sind:

• wenn du eine Reaktion umkehrst, kehre das Vorzeichen von $\Delta H$ um
• wenn du eine Reaktion mit einem Faktor multiplizierst, multipliziere $\Delta H$ mit demselben Faktor

Das Hesssche Gesetz ist besonders nützlich, wenn eine Zielreaktion schwer direkt zu messen ist, verwandte Reaktionen aber bekannt sind.

Wie Die Kalorimetrie Eine Temperaturänderung In Wärme Umwandelt

Die Kalorimetrie schätzt Wärme ab, indem beobachtet wird, wie stark sich die Temperatur eines Materials ändert. In einer einfachen auf Lösungen basierenden Aufgabe wird die von der Umgebung aufgenommene oder abgegebene Wärme oft modelliert durch

$$q = mc\Delta T$$

wobei:

• $m$ die Masse ist
• $c$ die spezifische Wärmekapazität ist
• $\Delta T = T_{final} - T_{initial}$

In einem idealisierten Kaffeebecher-Kalorimeter gilt: Wenn der Wärmeaustausch mit der Außenwelt vernachlässigbar ist, gleichen sich Reaktion und Umgebung gegenseitig aus:

$$q_{rxn} = -q_{surr}$$

Wenn die Reaktion bei konstantem Druck durchgeführt wird, kann man die gemessene Wärme dadurch oft mit der Enthalpieänderung für die tatsächlich abgelaufene Reaktionsmenge verknüpfen.

Rechenbeispiel: Kaffeebecher-Kalorimetrie

Angenommen, eine Reaktion findet in einem Kaffeebecher-Kalorimeter statt und erwärmt $50.0\ \mathrm{g}$ Lösung von $22.0^\circ \mathrm{C}$ auf $28.0^\circ \mathrm{C}$. Nimm an, dass sich die Lösung wie Wasser verhält, also $c = 4.18\ \mathrm{J/(g\cdot^\circ C)}$, und vernachlässige die Wärmekapazität des Kalorimeters selbst.

Bestimme zuerst die von der Lösung aufgenommene Wärme:

$$\Delta T = 28.0 - 22.0 = 6.0^\circ \mathrm{C}$$ $$q_{solution} = mc\Delta T = (50.0)(4.18)(6.0) = 1254\ \mathrm{J}$$

Die Lösung nimmt also $1.254\ \mathrm{kJ}$ Wärme auf.

Wenn der Becher gegenüber der Außenwelt praktisch isoliert ist, muss die Reaktion dieselbe Wärmemenge abgegeben haben:

$$q_{rxn} = -1.254\ \mathrm{kJ}$$

Da dies ein Aufbau bei konstantem Druck ist, setzt man häufig

$$\Delta H_{rxn} \approx -1.25\ \mathrm{kJ}$$

für die Reaktionsmenge an, die in diesem Versuch umgesetzt wurde.

Die Grundidee ist einfach: Die Umgebung wurde wärmer, also hat die Reaktion Wärme an die Umgebung abgegeben. Damit ist die Reaktion exotherm.

Wenn in deiner Aufgabe zusätzlich die eingesetzte Stoffmenge eines Reaktanden gegeben ist, kannst du noch einen Schritt weitergehen und dieses Ergebnis in $\mathrm{kJ/mol}$ umrechnen.

Häufige Fehler In Der Thermochemie

Das Vorzeichen Verwechseln

Wenn die Lösung wärmer wird, hat die Lösung Wärme aufgenommen, aber die Reaktion hat sie abgegeben. Das bedeutet, dass $q_{solution}$ und $q_{rxn}$ entgegengesetzte Vorzeichen haben.

$\Delta H = q$ Verwenden, Ohne Die Bedingung Anzugeben

Die Abkürzung lautet $\Delta H = q_p$, nicht einfach $\Delta H = q$ in jeder Situation. Konstanter Druck ist die entscheidende Bedingung.

Vergessen, $\Delta H$ Im Hessschen Gesetz Anzupassen

Wenn du eine chemische Gleichung umkehrst, muss sich das Vorzeichen von $\Delta H$ umkehren. Wenn du die Gleichung skalierst, skaliert $\Delta H$ ebenfalls.

Physikalische Zustände Ignorieren

In der Thermochemie sind Zustände wichtig. $H_2O(l)$ und $H_2O(g)$ haben nicht dieselbe Enthalpie, daher kann ein falscher Aggregatzustand einen Ansatz mit dem Hessschen Gesetz unbrauchbar machen.

Das System Nicht Zuerst Definieren

Bevor du irgendetwas berechnest, lege fest, was das System und was die Umgebung ist. Viele Vorzeichenfehler beginnen genau dort.

Wann Enthalpie, Hesssches Gesetz Und Kalorimetrie Verwendet Werden

Thermochemie wird verwendet, wenn Chemiker oder Ingenieure wissen müssen, wie viel Wärme ein Prozess abgibt oder aufnimmt. Häufige Fälle sind Verbrennung, Neutralisation, Lösen, Phasenübergänge, Reaktorauslegung und Energiebilanzen in industriellen Prozessen.

Sie hilft dir auch zu entscheiden, welches Werkzeug zur Aufgabe passt:

• verwende Kalorimetrie, wenn Temperaturdaten direkt gemessen werden
• verwende das Hesssche Gesetz, wenn die gesuchte Reaktionswärme aus bekannten Schritten zusammengesetzt werden muss
• verwende die Sprache der Enthalpie, wenn du den Wärmestrom unter Bedingungen konstanten Drucks beschreiben musst

Eine Einfache Methode, Das Richtige Werkzeug Zu Wählen

Eine praktische Denkweise zu diesem Thema ist:

1. Bestimme den Prozess und die Bedingung.
2. Entscheide, ob die Wärme direkt gemessen oder aus bekannten Reaktionen erschlossen wird.
3. Berechne die Wärme sorgfältig, einschließlich des Vorzeichens.
4. Übersetze dieses Ergebnis nur dann in $\Delta H$, wenn die Bedingung das erlaubt.

Diese kleine Checkliste verhindert einen großen Teil der typischen Anfängerfehler.

Probiere Eine Ähnliche Aufgabe

Probiere deine eigene Variante mit einer Neutralisationsreaktion in einem Kaffeebecher-Kalorimeter. Berechne zuerst $q_{solution}$ und wechsle dann das Vorzeichen, um $q_{rxn}$ zu erhalten. Danach kannst du eine Aufgabe zum Hessschen Gesetz bearbeiten, bei der die Reaktionswärme nicht direkt gemessen wird, und vergleichen, wie beide Methoden mit unterschiedlichen Informationen zur gleichen Art von Ergebnis führen.