Molare Angaben

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Die Reaktionsenthalpie ist eine sogenannte extensive Größe. Das bedeutet, sie ist abhängig von anderen Größen, nämlich von der Masse, dem Volumen bzw. der Stoffmenge. 

Um Reaktionsenthalpien verschiedener Reaktionen miteinander vergleichen zu können, bezieht man die Reaktionsenthalpien auf den Umsatz entsprechend des molaren Stoffmengenumsatzes.

 

Die molare Reaktionsenthalpie

ΔrHm

gibt demzufolge die Enthalpieänderung an, die sich bei Stoffmengen entspechend dem Reaktionsschema ergeben. Man muss also bei Angabe der molaren Reaktionsenthalpie immer auch das vollständige Reaktionsschema angeben.

Die molare Reaktionsenthalpie ist von der Quantität eines Stoffes unabhängig, da sie sich immer auf 1 mol des (betrachteten) Reaktionsproduktes bezieht.

Beispiele:

  1. Bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser ermittelt man eine Reaktionsenthalpie von -482 kJ.

    Berechnung der molaren Reaktionsenthalpie:

    2 H2 + O2  2 H2O / ΔrH = - 482 kJ

    ΔrHm = ΔrH / n

    ΔrHm = - 482 kJ / 2 mol = - 241 kJ/mol

     

     

    Die molare Bildungsenthalpie

    ΔfHm

    (f = engl. formation = Bildung)

    ist eine weitere Vereinfachung um Umgang mit Enthalpiewerten. Die molare Bildungsenthalpie gibt die Reaktionsenthalpie eines Stoffes an, die durch Bildung aus den Elementen zustande kommt. Man findet für viele Verbindungen die Bildungsenthalpie in Tabellenwerken.



    Beispiel:

    H2 + 1/2 O2  H2O / ΔfHm = - 241 kJ/mol

    Man bezieht sich hierbei immer auf 1 mol des Reaktionsproduktes. Somit können sich auch für die Edukte gebrochene stöchiometrische Zahlen ergeben.

    In diesem Beispiel ist ΔfHm =  ΔrHm

     

    Molare Verbrennungsenthalpie

    ΔVHm

    Die molare Verbrennungsenthalpie ist die molare Reaktionsenthalpie der Verbrennungsreaktion eines Stoffes. Stellt man das Reaktionsschema auf, so steht auf der Eduktseite nur der zu verbrennende Stoff mit der Stöchiometriezahl 1 und Sauerstoff. Auch hier können sich im Reaktionsschema gebrochene stöchiometrische Zahlen ergeben.

     

    Heizwert und Brennwert

    In der Technik bezieht man sich aus praktischen Gründen nicht auf die molare Größe sondern auf die Masse oder das Volumen. So bezeichnet der Heizwert eines Brennstoffs die bei der Verbrennung frei werdende Wärme je Massen- bzw. Volumeneinheit [Einheiten: J/kg bzw. J/m3]. Organische Verbindungen reagieren bei der Verbrennung immer zu Kohlenstoffdioxid und Wasser, wobei Wasser als Wasserdampf (gasförmig) entsteht. In diesen Fällen wird die frei werdende Wärme mit dem so genannten unteren Heizwert (Hu) oder nur mit Heizwert (Hi) angegeben. Kondensiert Wasserdampf, so wird Kondensationswärme frei. Dies wird in der Technik oft ausgenutzt, wie z.B. beim Heizkessel. Bezieht man sich bei der Verbrennung auf das Entstehen von flüssigem Wasser, so spricht man von dem oberen Heizwert (Ho), der auch Brennwert genannt wird.
    Der Brennwert ist identisch mit der Standardverbrennungsenthalpie.



    Molare Standard-Bildungsenthalpie

    Nun fehlt nur noch eine Vereinbarung über die Reaktionsbedingungen, unter denen man die Enthalpie ermittelt, also unter welchen Standardbedingungen die Reaktion verläuft.

    Hier unterscheidet man zwischen:

    Chemische Standardbedingungen (nach IUPAC):

    Druck = 1000 hPa bzw. 100 000 Pa = 1 bar
    Temperatur = 0°C = 273,15 K.

    Normbedingungen (STP, Standard Temperature and Pressure):

    Druck = 1013,25 hPa bzw. 101 325 Pa = 1 atm = 1,01325 bar
    Temperatur = 0°C = 273,15 K.

    SATP-Bedingungen (Standard Ambient Temperature and Pressure)

    Druck = 1013 hPa bzw. 101 300 Pa
    Temperatur = 25°C = 298,15 K.

    Gleichwohl die chemische Standardbedingung durch die Festlegung auf 1 bar exakte Vergleichbarkeit garantiert, ist die SATP-Bedingung immer noch die gebräuchlichste, da - insbesondere Schulversuche - bei Raumtemperatur und normalem Luftdruck durchgeführt werden.


    Die molare Reaktionsenthalpie für die Bildung eines Moles einer Verbindung aus den Elementen bei Standardbedingungen nennt man
    molare Standard-Bildungsenthalpie:

    Δfm

     

    Tabellenwerk (SATP-Bedingungen) [Wikibooks]

     

    Da der absolute Wert der Enthalpie von Stoffen nicht zu ermitteln ist, hat man die molare Standart-Bildungsenthalpie der Elemente in ihrer stabilsten Modifikation gleich Null gesetzt.

    Um molare Standard-Bildungsenthalpie von Ionen-Reaktionen in wässrigen Lösungen zu berechnen hat man die Standard-Bildungsenthalpie von Oxonium-Ionen bzw. Wasserstoff-Ionen ebenfalls gleich Null gesetzt.
    Die molare Standard-Bildungsenthalpie hängt auch vom Aggregatzustand des Stoffes ab. Dieser muss also immer mit angegeben werden.
    (g) = gasförmig, (s) = fest, (l) = flüssig, (aq) = hydratisiert.
    Bei der Berechnung wird die molare Standard-Bildungsenthalpie der Edukte von der molaren Standard-Bildungsenthalpie der Produkte subtrahiert.

    Oft lässt sich aber die molare Standard-Bildungsenthalpie experimentell nur sehr schwer oder überhaupt nicht ermitteln. In solchen Fällen lässt man die Verbindung zu Stoffen reagieren, deren Standard-Bildungsenthalpien bekannt sind oder man kombiniert Bildungsenthalpien und Verbrennungsenthalpien miteinander.

     

    Born-Haber-Kreisprozess

    Die Gitterenthalpien für Ionenverbindungen lassen sich experimentell nicht ermitteln. In dem so genannten Born-Haber-Kreisprozess werden die Reaktionsschritte, die für die Reaktion entscheidend sind, meistens in einem Enthalpiediagramm dargestellt. Mit der Anwendung des Satzes von Hess kann die Gitterenergie indirekt bestimmt werden.

    Externer Link: Beispiel (Bildung von Natriumchlorid) [Prof. Blume]

     

    Bindungsenthalpien der Elektronenpaarbindung

    Erinnern wir uns an die innere Energie, die sich unter anderem aus der chemischen Energie, der Bindungsenergie, zusammensetzt. Die Bindungsenthalpie (genauer: molare Bindungsdissoziationsenthalpie) von Elektronenpaarbindungen (Atombindungen, kovalente Bindungen) lässt sich spektroskopisch ableiten, sie wird als mittlere molare Bindungsenthalpie angegeben.

    ΔBm

    Tabellenwerk [Wikibooks]