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Einführung in die Thermodynamik
Warum ist die Thermodynamik
interessant?
Einführung in die Thermodynamik
Warum ist die Thermodynamik interessant?
Energie für unsere Zwecke verwenden: Arbeit verrichten
Einführung in die Thermodynamik
Naphtalin Lift
Marmor mit Salzsäure:
exotherme Reaktion
CaCO3 + 2 HCl (aq)
H2O (l) + CO2 (g) + CaCl2 (aq)
Einführung in die Thermodynamik
Naphtalin Lift
Marmor mit Salzsäure:
exotherme Reaktion
CaCO3 + 2 HCl (aq)
H2O (l) + CO2 (g) + CaCl2(aq)
Natriumcarbonat mit Salzsäure:
endotherme Reaktion
Na2CO3 + 2 HCl (aq)
H2O (l) + CO2 (g) + 2 NaCl(aq)
Einführung in die Thermodynamik
Mit Hilfe von spontanen Reaktionen
kann Arbeit verrichtet werden
Einführung in die Thermodynamik
Spontane Reaktionen: Gesamtentropie nimmt zu
Einführung in die Thermodynamik
Änderung der Gesamtentropie =
Änderung der Umgebungsentropie +
Änderung der Systementropie
Einführung in die Thermodynamik
D Gesamtentropie =
D Umgebungsentropie + D Systementropie
DUmgebungsentropie: Beurteilbar über Reaktionsenthalpie
D Systementropie: Anzahl Teilchen, Aggregatszustand u.ä.
Einführung in die Thermodynamik
Aceton
H3C
CH3
O
Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu
Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu
Einführung in die Thermodynamik
H3C
Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu
Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu
CH3
O
Aceton
Systementropie nimmt Umgebungsentropie
nimmt zu, da exotherm
zu, da Stoffe verteilt
werden
 mit Wasser
 mit Wasser
 mit Benzin
X mit Benzin
Einführung in die Thermodynamik
H3C
Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu
Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu
Mischen ist immer durch Zunahme von
Systementropie begünstigt, ABER:
CH3
O
Aceton
Einführung in die Thermodynamik
H3C
Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu
Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu
CH3
O
Aceton
Mischen ist immer durch Zunahme von
Systementropie begünstigt, ABER:
Abnahme Umgebungsentropie kann dagegen wirken
Einführung in die Thermodynamik
Welche Argumente gibt es für Reaktionsenthalpie
bei unserem Beispiel?
Einführung in die Thermodynamik
Welche Argumente gibt es für Reaktionsenthalpie
bei unserem Beispiel?
Zwischenmolekulare Kräfte
Einführung in die Thermodynamik
Wasser/ Wasser/ Aceton/
Wasser Aceton Aceton
VdW
klein
klein
klein
Dipol-Dipol
ja
ja
ja
H-Brücken
ja
ja
nein
Einführung in die Thermodynamik
Wasser/ Wasser/ Aceton/
Wasser Aceton Aceton
VdW
klein
klein
klein
Dipol-Dipol
ja
ja
ja
H-Brücken
ja
ja
nein
Mischen exotherm
Einführung in die Thermodynamik
Benzin/ Benzin/ Aceton/
Benzin Aceton Aceton
VdW
gross
klein
klein
Dipol-Dipol
nein
nein
ja
H-Brücken
nein
nein
nein
Einführung in die Thermodynamik
Benzin/ Benzin/ Aceton/
Benzin Aceton Aceton
VdW
gross
klein
klein
Dipol-Dipol
nein
nein
ja
H-Brücken
nein
nein
nein
Mischen endotherm
Einführung in die Thermodynamik
Reaktionsenthalpie
Einführung in die Thermodynamik
Reaktionsenthalpie
Beispiel:
Verbrennung von
Ethanol
Einführung in die Thermodynamik
Reaktionsenthalpie
CH3CH2OH + 3 O2
2 CO2 + 3 H2O
Bindungen in Edukten müssen gespalten werden:
Energie wird gebraucht
Bindungen in Produkten werden neu gebildet:
Energie wird frei
Einführung in die Thermodynamik
Reaktionsenthalpie
CH3CH2OH + 3 O2
2 CO2 + 3 H2O
Bindungen in Edukten müssen gespalten werden:
Energie wird gebraucht (positives Vorzeichen)
Bindungen in Produkten werden neu gebildet:
Energie wird frei (negatives Vorzeichen)
Näherung mit mittleren Bindungsenthalpien
Einführung in die Thermodynamik
Reaktionsenthalpie DH
DH < 0
DH > 0
Einführung in die Thermodynamik
Reaktionsenthalpie DH
DH < 0
DH > 0
exotherm
endotherm
Einführung in die Thermodynamik
Aufgabe: Berechnen Sie die Reaktionswärme für
die Verbrennung von 10 g Ethanol mit Hilfe der
mittleren Bindungsenthalpien
Einführung in die Thermodynamik
CH3CH2OH + 3 O2
M=46 g/mol
10 g = 0.22 mol
2 CO2 + 3 H2O
Einführung in die Thermodynamik
CH3CH2OH + 3 O2
2 CO2 + 3 H2O
M=46 g/mol
10 g = 0.22 mol
5* 0.22 mol C-H = 4543 kJ
3*0.22 O=0 = 326.7 kJ
2*2*0.22 C=O = 706.64 kJ
1*0.22 mol O-H = 101.86 kJ
2*0.22 mol C-C = 153.12 kJ
1*0.22 mol C-O = 78.76 kJ
3*2*0.22 mol H-O = 611.16 kJ
Einführung in die Thermodynamik
CH3CH2OH + 3 O2
2 CO2 + 3 H2O
M=46 g/mol
10 g = 0.22 mol
5* 0.22 mol C-H = 454.3 kJ 3*0.22 O=0 = 326.7 kJ
2*2*0.22 C=O = 706.64 kJ
1*0.22 mol O-H = 101.86 kJ
2*0.22 mol C-C = 153.12 kJ
3*2*0.22 mol H-O = 611.16 kJ
1*0.22 mol C-O = 78.76 kJ
788.04 kJ
- 1317.8 kJ
Einführung in die Thermodynamik
CH3CH2OH + 3 O2
2 CO2 + 3 H2O
M=46 g/mol
10 g = 0.22 mol
5* 0.22 mol C-H = 454.3 kJ 3*0.22 O=0 = 326.7 kJ
1*0.22 mol O-H = 101.86 kJ
1*0.22 mol C-C = 76.56 kJ
1*0.22 mol C-O = 78.76 kJ
1038.18 kJ
2*2*0.22 C=O = 706.64 kJ
3*2*0.22 mol H-O = 611.16 kJ
- 1317.8 kJ
D H = -279.62 kJ
Einführung in die Thermodynamik
Gitterenergie muss aufgewendet
werden
Hydratationsenergie wird frei
Nettoenergie = Reaktionsenthalpie
Einführung in die Thermodynamik
Lösungsenthalpien von Ionenverbindungen
Lösungswärme = Gitterenthalpie - Hydratationsenthalpie
Einführung in die Thermodynamik
Aufgabe: Berechnen Sie die Lösungswärme für
die im Experiment untersuchten Salze. Nehmen
Sie an, dass Sie jeweils 1 g des Salzes gelöst
haben.