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Bei jeder chemischen Reaktion wird Wärme entweder an die Umgebung abgegeben oder von ihr aufgenommen. Den Wärmeaustausch zwischen der chemischen Reaktion und seiner Umgebung nennt man die Reaktionsenthalpie oder H. H kann allerdings nicht direkt gemessen werden – darum verwenden Wissenschaftler die Veränderung der Reaktionstemperatur über die Zeit, um die Veränderung der Enthalpie über die Zeit (bezeichnet als ∆H ) zu berechnen. Mit ∆H kann ein Wissenschaftler feststellen, ob eine Reaktion Wärme an die Umgebung abgibt (also „exotherm“ ist) oder Wärme von ihr aufnimmt (also „endotherm“ ist). Grundsätzlich gilt: ∆H = m x s x ∆T . In dieser Formel steht m für die Masse des Reaktionsmittels, s für die spezielle Wärme des Produkts und ∆T für die Veränderung der Temperatur in der Reaktion.
Vorgehensweise
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Bestimme die Produkte und Reaktionsmittel (Reaktanten) deiner Reaktion. Jede chemische Reaktion besteht aus zwei Kategorien von Chemikalien – Produkte und Reaktanten. Produkte sind die Chemikalien, die aus einer Reaktion „entstehen“, während Reaktanten die Chemikalien sind, die „interagieren, kombiniert werden oder sich aufspalten“, um die Produkte zu erzeugen. In anderen Worten, die Reaktanten einer Reaktion sind so etwas wie die Zutaten in einem Rezept, während die Produkte das fertige Gericht sind. Um das ∆H einer Reaktion zu bestimmen, musst du zunächst die Produkte und Reaktanten identifizieren.
- Nehmen wir als Beispiel an, wir wollen die Enthalpie der Reaktion finden, die Wasser aus Sauerstoff und Wasserstoff formt: 2H 2 (Wasserstoff) + O 2 (Sauerstoff) → 2H 2 O (Wasser). In dieser Gleichung sind H 2 und O 2 die Reaktanten und H 2 O das Produkt.
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Bestimme die Gesamtmasse der Reaktanten. Finde als nächstes die Massen der Reaktanten. Wenn du ihre Masse nicht kennst und sie nicht mit einer wissenschaftlichen Waage wiegen kannst, musst du ihre molaren Massen verwenden, um ihre wirkliche Masse zu bestimmen. Die molare Masse ist eine Konstante, die auf jedem Standardperiodensystem (für individuelle Elemente) und in anderen chemischen Nachschlagewerken (für Moleküle und Verbindungen) zu finden ist. Multipliziere einfach die molare Masse jedes Reaktanten mit der Anzahl an verwendeten Mol, um die Masse der Reaktanten zu bestimmen.
- In unserem Wasserbeispiel sind unsere Reaktanten Wasserstoff und Sauerstoff, welche jeweils eine molare Masse von 2g und 32g haben. Da wir 2 Mol Wasserstoff verwenden (angezeigt durch den 2
Koeffizienten in der Gleichung, H 2
) und 1 Mol Sauerstoff (angezeigt dadurch, dass kein Koeffizient verwendet wird, O), können wir die Gesamtmasse der Reaktanten folgendermaßen bestimmen:
2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36g
- In unserem Wasserbeispiel sind unsere Reaktanten Wasserstoff und Sauerstoff, welche jeweils eine molare Masse von 2g und 32g haben. Da wir 2 Mol Wasserstoff verwenden (angezeigt durch den 2
Koeffizienten in der Gleichung, H 2
) und 1 Mol Sauerstoff (angezeigt dadurch, dass kein Koeffizient verwendet wird, O), können wir die Gesamtmasse der Reaktanten folgendermaßen bestimmen:
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Finde die spezielle Wärme deines Produkts. Finde im nächsten Schritt die spezielle Wärme des Produkts, das du analysierst. Jedes Element oder Molekül hat eine zugehörige spezielle Wärme: diese Werte sind konstant und sind meistens in Chemie-Nachschlagewerken (wie z.B. in Tabelle am Ende von Chemielehrbüchern) zu finden. Die spezielle Wärme kann auf verschiedene Arten angegeben werden, aber für unsere Formel verwenden wir Werte in der Einheit Joule/Gramm °C.
- Sollte deine Gleichung mehrere Produkte enthalten, achte darauf, dass du die Berechnung der Enthalpie für jede Komponentenreaktion durchführst, die zur Bildung eines Produkts verwendet wird. Anschließend addierst du die Ergebnisse zusammen, um die Enthalpie der Gesamtreaktion zu bestimmen.
- In unserem Beispiel ist das Endprodukt Wasser, welches eine spezielle Wärme von 4,2 Joule/Gramm °C hat.
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Finde die Temperaturdifferenz nach der Reaktion. Als nächstes bestimmen wir ∆T, die Veränderung der Temperatur von vor der Reaktion, bis nach der Reaktion. Subtrahiere die Anfangstemperatur (oder T1) der Reaktion von der Endtemperatur (oder T2), um diesen Wert zu bestimmen. Wie in den meisten Chemie-Aufgaben, solltest du als Einheit Kelvin (K) verwenden (wobei Celsius (C) zum selben Ergebnis führen würde).
- Nehmen wir für unser Beispiel an, dass unsere Reaktion zu Beginn bei einer Temperatur von 185K abläuft, aber bis zum Ende auf 95K abkühlt. In diesem Fall würden wir ∆T folgendermaßen berechnen:
∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K
- Nehmen wir für unser Beispiel an, dass unsere Reaktion zu Beginn bei einer Temperatur von 185K abläuft, aber bis zum Ende auf 95K abkühlt. In diesem Fall würden wir ∆T folgendermaßen berechnen:
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Verwende die Formel ∆H = m x s x ∆T, um die Enthalpie zu bestimmen. Sobald du m, die Masse der Reaktanten, s (die spezielle Wärme des Produkts, und ∆T, die Temperaturveränderung der Reaktion, bestimmt hast, kannst du die Enthalpie der Reaktion berechnen. Dafür setzt du einfach deine Werte in die Formel ∆H = m x s x ∆T ein und multiplizierst aus, um die Formel zu lösen. Deine Lösung hat die Einheit Joule (J).
- In unserem Beispiel können wir die Enthalpie der Reaktion folgendermaßen bestimmen:
∆H = (36g) × (4,2 JK-1 g-1) × (-90K ) = -13.608 J
- In unserem Beispiel können wir die Enthalpie der Reaktion folgendermaßen bestimmen:
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Bestimme, ob deine Reaktion Energie hinzugewinnt oder verliert. Einer der häufigsten Gründe, warum ∆H für verschiedene Reaktionen bestimmt wird, ist, um herauszufinden, ob eine Reaktion exotherm (also Energie verliert und Wärme abgibt) oder endotherm (also Energie hinzugewinnt und Wärme absorbiert) ist. Wenn das Vorzeichen deines Ergebnis für ∆H positiv ist, ist die Reaktion endotherm. Ist das Vorzeichen hingegen negativ, ist die Reaktion exotherm. Je größer die Zahl selbst ist, desto stärker exo- oder endotherm ist die Reaktion. Sei bei stark exothermen Reaktionen vorsichtig – diese können sehr große Mengen Energie abgeben und - falls sie sehr schnell ablaufen – zu einer Explosion führen.
- In unserem Beispiel ist das Ergebnis -13608 J. Durch das negative Vorzeichen erkennen wir, dass die Reaktion exotherm sein muss. Das macht Sinn - H 2 und O 2 sind Gase, während H 2 O, das Produkt, eine Flüssigkeit ist. Die heißen Gase (in der Form von Dampf) müssen Energie in Form von Wärme an ihre Umgebung abgeben, um bis zu einem Punkt abzukühlen, an dem sich die Flüssigkeit Wasser bilden kann. Die Bildung von Wasser ist also exotherm.
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Verwende die Bindungsenergie, um die Enthalpie abzuschätzen. Bei praktisch jeder chemischen Reaktion kommt es zur Ausbildung oder Trennung von Atombindungen. Da in einer chemischen Reaktion Energie weder zerstört noch erschaffen werden kann, können wir Enthalpieveränderung in einer Reaktion mit einer sehr hohen Genauigkeit abschätzen, wenn wir die Energie kennen, die für die Ausbildung oder Trennung der für die Reaktion notwendigen Bindungen aufgebracht werden muss. Dafür müssen wir nur die Bindungsenergien aufaddieren.
- Schauen wir uns z.B. die Reaktion H 2
+ F 2
→ 2HF
an. In diesem Fall müssen die H 2
und F 2
Moleküle in ihre H und F Atome aufgetrennt werden. Die dafür notwendige Energie beträgt 436 kJ/mol für H und 158 kJ/mol für F. [1]
X
Forschungsquelle
Die Energie für die Bildung von HF aus H und F ist zudem -568 kJ/mol. [2]
X
Forschungsquelle
Diesen Wert müssen wir noch mit 2 multiplizieren, da das Produkt der Gleichung 2
HF ist, bekommen also einen Wert von 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Addieren wir diese Werte alle zusammen, bekommen wir:
436 + 158 + -1136 = -542 kJ/mol .
- Schauen wir uns z.B. die Reaktion H 2
+ F 2
→ 2HF
an. In diesem Fall müssen die H 2
und F 2
Moleküle in ihre H und F Atome aufgetrennt werden. Die dafür notwendige Energie beträgt 436 kJ/mol für H und 158 kJ/mol für F. [1]
X
Forschungsquelle
Die Energie für die Bildung von HF aus H und F ist zudem -568 kJ/mol. [2]
X
Forschungsquelle
Diesen Wert müssen wir noch mit 2 multiplizieren, da das Produkt der Gleichung 2
HF ist, bekommen also einen Wert von 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Addieren wir diese Werte alle zusammen, bekommen wir:
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Verwende Standardbildungsenthalpien, um die Enthalpie abzuschätzen. Standardbildungsenthalpien sind feste ∆H-Werte, die für die Enthalpieveränderungen der Reaktionen zur Bildung bestimmter Chemikalien stehen. Wenn du die Standardbildungsenthalpie für die Herstellung der Produkte und Reaktanten in einer Gleichung kennst, kannst du sie zusammenaddieren, um die Enthalpie so abzuschätzen, wie du es mit der Methode über die Bindungsenergie oben machen würdest.
- Nehmen wir z.B. die Reaktion C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O.
In diesem Fall kennen wir die Standardbildungsenthalpien: [3]
X
Forschungsquelle
C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0,5O 2 = 228 kJ/mol
2C + 2O 2 → 2CO 2 = -394 × 2 = -788 kJ/mol
3H 2 + 1,5 O 2 → 3H 2 O = -286 × 3 = -858 kJ/mol
Da wir diese Gleichungen aufaddieren können, um C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O zu bekommen, also die Reaktion, für die wir die Enthalpie bestimmen wollen, können wir einfach die Standardbildungsenthalpien zusammenaddieren, um die Enthalpie der Reaktion zu bestimmen:
228 + -788 + -858 = -1418 kJ/mol .
- Nehmen wir z.B. die Reaktion C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O.
In diesem Fall kennen wir die Standardbildungsenthalpien: [3]
X
Forschungsquelle
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Vergiss nicht, das Vorzeichen zu wechseln, wenn du Gleichungen umkehren musst. Wenn du Standardbildungsenthalpien verwendest, um die Enthalpie einer Reaktion zu berechnen, darfst du nicht vergessen, das Vorzeichen umzudrehen, wann immer du eine Komponentengleichung umkehren musst. In anderen Worten, wenn du eine oder mehrere der Bildungsreaktionsgleichungen umkehren musst, damit all deine Produkte und Reaktanten ordentlich aufgehen, musst du das Vorzeichen der Standardbildungsenthalpie ändern, die du umkehren musstest.
- Achte in unserem oberen Beispiel darauf, dass wir die Reaktionsgleichung C 2 H 5 OH rückwärts verwenden. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0,5O 2 gibt an, wie C 2 H 5 OH zersetzt wird, nicht gebildet. Da wir die Gleichung umgekehrt haben, um all unsere Produkte und Reaktanten auszugleichen, müssen wir das Vorzeichen der Standardbildungsenthalpie umkehren, bekommen also 228 kJ/mol. In Wirklichkeit ist die Standardbildungsenthalpie für C 2 H 5 OH -228 kJ/mol.
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Nimm dir einen sauberen Behälter und fülle ihn mit Wasser. Du kannst die Grundlagen der Enthalpie mit einem einfachen Experiment sichtbar machen. Damit deine Reaktion ohne Verunreinigungen abläuft, säubere und sterilisiere den Behälter, den du verwenden willst. Wissenschaftler verwenden spezielle, abgeschlossene Behälter, genannt Kalorimeter, um Enthalpien zu bestimmen, aber du kannst auch vernünftige Ergebnisse mit einem kleinen Glasbecher oder Fläschchen erzielen. Unabhängig davon, welchen Behälter du verwendest, fülle ihn mit sauberem Leitungswasser in Raumtemperatur. Du solltest die Reaktion auch in einem Raum durchführen, in dem kühle Temperaturen herrschen.
- Verwende für dieses Experiment besser einen recht kleinen Behälter. Wir werden den Enthalpieveränderungseffekt von Alka-Seltzer® auf Wasser testen, je weniger Wasser also verwendet wird, desto offensichtlicher wird die Temperaturveränderung.
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Stecke ein Thermometer in den Behälter. Nimm ein Thermometer und gib es so in den Behälter, dass das Messende unter der Wasseroberfläche ist. Nimm die Temperatur des Wassers auf – für unseren Zweck ist diese Temperatur T1, also die Anfangstemperatur der Reaktion.
- Nehmen wir an, die Temperatur unseres Wassers beträgt exakt 10 Grad Celsius. In wenigen Schritten verwenden wir diese Temperatur, um das Prinzip von Enthalpie zu zeigen.
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Gib eine Alka-Seltzer® Tablette in den Behälter. Wenn du bereit bist, das Experiment zu starten, wirf eine Alka-Seltzer® Tablette in das Wasser. Dir werden sofort die entstehenden Bläschen und das Sprudeln auffallen. Während die Tablette sich im Wasser auflöst, zerfällt sie in die Chemikalien Bikarbonat (HCO 3 - ) und Zitronensäure (welche in Form von Wasserstoffionen reagiert, H + ). Diese Chemikalien reagieren und formen Wasser und Kohlenstoffdioxid: 3HCO 3 − + 3H + → 3H 2 O + 3CO 2 .
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Miss die Temperatur, wenn die Reaktion zu Ende ist. Beobachte die fortlaufende Reaktion – die Alka-Seltzer® Tablette sollte sich nach und nach auflösen. Sobald die Reaktion abgeschlossen ist (oder nur noch im Schneckentempo abläuft), nimm noch einmal die Temperatur auf. Das Wasser sollte jetzt etwas kälter als zuvor sein. Sollte die Temperatur wärmer sein, wurde dein Experiment von außen beeinflusst (z.B. durch einen besonders warmen Raum).
- Nehmen wir für unser Beispielexperiment an, die Temperatur des Wassers sei auf 8 Grad Celsius gesunken, nachdem die Tablette mit dem Sprudeln fertig ist.
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Schätze die Enthalpie der Reaktion ab. In einem idealen Experiment sollte die Alka-Seltzer® Tablette sich zu Wasser und Kohlenstoffdioxidgas zersetzt (letzteres kann durch die sprudelnden Bläschen erkannt werden) und die Temperatur des Wassers gesenkt haben. Aus dieser Information können wir schließen, dass die Reaktion endotherm sein muss – also eine Reaktion, die Energie aus der Umgebung absorbiert. Die sich auflösenden, flüssigen Reaktanten benötigen zusätzliche Energie, um den Sprung in das gasförmigen Zustand des Produkts zu schaffen. Dafür nehmen sie Energie in Form von Wärme aus der Umgebung (in unserem Fall dem Wasser) auf. Dadurch sinkt die Temperatur des Wassers.
- In unserem Beispiel ist die Temperatur des Wassers um zwei Grad gefallen, nachdem die Alka-Seltzer® hineingeworfen wurde. Das stimmt mit unserer Erwartung einer leicht endothermen Reaktion überein.
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Tipps
- Diese Berechnungen wurden in Kelvin (K) durchgeführt – eine Temperatureinheit wie Celsius. Um zwischen Celsius und Kelvin umzurechnen, musst du 273 Grad addieren oder subtrahieren: K = °C + 273.
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Referenzen
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/chemener.html#enthalpy
- http://education.seattlepi.com/delta-h-represent-chemistry-3557.html
- http://www.pasco.com/chemistry/experiments/online/classic-endothermic-reaction-alka-seltzer-and-water.cfm
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