Zusammenfassung
Zusammenfassung chemische Energetik/Thermodynamik
Zusammenfassung mit Definitionen und Schaubildern, um die Zusammenhänge darzustellen sowie schrittweisen Anleitungen bei Berechnungen.
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Zusammenfassung Thermodynamik:Bei chemischen Reaktionen findet nicht nur eine Stoffumwandlung sondern auch ein
Energieumsatz statt. Die Energie kann dabei in unterschiedlichen Zuständen auftreten.
Um nun die Energieumsätze bei chemischen Reaktionen bestimmen muss man sich erst einmal
überlegen was für einem System die Reaktion stattfindet. Man unterscheidet dabei zwischen
System und Umgebung:
Def: System: für ein Experiment bestimmter Teil des Raumes.
Def Umgebung: der verbleibende Rest des Raumes.
Dabei gibt es drei unterschiedliche Systeme:
1. Das offene System = es können Stoffe und Energie
mit der Umgebung ausgetauscht werden (z.B. Gase)
2. das geschlossene System = es kann kein
Stoffaustausch mit der Umgebung stattfinden (keine
offenen Stellen oder Möglichkeiten wo etwas
entweichen kann), aber das System kann mit der
Umgebung Energie austauschen
3. das isolierte System = es gibt keinen Stoff- oder
Energieaustausch mit der Umgebung.
Für alle Reaktionen in allen Systemen gilt der Energieerhaltungssatz oder der Erste Hauptsatz
der Thermodynamik:
Def: Energieerhaltungssatz/1. Hauptsatz Thermodynamik: Energie kann nicht verloren
gehen oder entstehen. Die Summe der Energie in allen Formen in einem isolierten System ist
konstant. Auch bei Austausch zwischen System und Umgebung gilt, die Summer aller Energien
ist konstant.
Def: Reaktionswärme Qr: die Wärme die bei einer chemischen Reaktion aufgenommen oder
abgegeben wird. Je nach ablaufender Reaktion bekommt die Reaktionswärme noch
Unterbezeichnungen wie z.B. Neutralisationswärme.
Verläuft eine Reaktion exotherm wird Wärme an die Umgebung abgegeben → Q = -
Verläuft eine Reaktion endotherm, wird wärme aus der Umgebung aufgenommen/zugeführt →
Q=+
Def: Innere Energie U: Die Summe aller Energien, über
die ein System im Inneren verfügt heißt Innere Energie
z.B. Schwingungsenergien von Atomen oder auch
Rotationsenergien. Der Absolutwert der Inneren Energie
kann nicht gemessen werden, nur dessen Änderung.
Def: Reaktionsenergie ΔrU: messbare Änderung der
Inneren Energie U eines Systems, bei einer chemischen Reaktion. Wird bei der Reaktion
Energie abgegeben so ist ΔʳU negativ.
Die chemischen Reaktionen können nun in unterschiedlichen Systemen ablaufen. Dabei gibt es
zwei wesentliche:
– die Reaktion läuft in einem System mit einem konstanten Volumen ab
(abgeschlossener Behälter)
– die Reaktion findet in einem System mit konstantem Druck statt (das System kann
durch Arbeit vergrößert/verkleinert werden → das Volumen verändert sich, aber der
Druck bleibt durch die Volumenänderung gleich. z.B. durch eine angeschlossene Spritze)
, Def: Reaktionsenthalpie ΔrH: Die Reaktionsenthalpie ist
die Reaktionswärme Qr bei konstantem Druck → das
Volumen ist veränderbar und es kann Arbeit verrichtet
werden. Bei Reaktionen von Feststoffen und Flüssigkeiten
ändert sich das Volumen praktisch nicht:
Bei konstantem Volumen: es
kann keine Arbeit verrichtet
werden → der Druck im
System steigt evtl. (je nach
Reaktion)
systemegoistische Vorzeichenbildung:
Qr = - wenn Wärme vom System abgegeben wird
+ wenn das System Wärme aus der Umgebung aufnimmt
W= - wenn die Umgebung Volumenarbeit am System verrichtet (der Kolben reingedrückt
wird)
+ wenn das System Volumenarbeit an der Umgebung verrichtet (Kolben wird
rausgedrückt)
ΔV = V2-V1 W = -p x ΔV
Kalorimeter:
Wärmekapazität Ckal eines Kalorimeters bestimmten:
1. berechnen: Masse des Kalorimeters x Spezifische Wärmekapazität des Materials = Ck
2. Mischversuch: zu kälterem Wasser wird die gleiche Masse wärmeres Wasser gegeben,
die nach dem Umrühren entstandene Wassertemperatur ist nicht der zu erwartende
Mittelwert, sondern etwas geringer → das Kalorimeter muss etwas Energie
aufgenommen haben
Berechnung der Reaktionswärme Qr aus kalorimetrischen Daten:
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