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Enthalpie H als thermodynamische Zustandsgröße


Allgemeines über die Enthalpie:
Bevor die Enthalpie als Zustandsgröße eingeführt wurde, wurde nur die Innere Energie U als Zustandsgröße betrachtet (jedes System besitzt einen bestimmten Energieinhalt). Diese Innere Energie U und setzt sich aus den verschiedenen Energieformen (beispielsweise kinetischer Energie, Rotationsenergie und Schwingungsenergie der Teilchen) zusammen) verwendet.


Die Einführung der Enthalpie

Warum wurde nun die Entalpie H als Zustandgröße eingeführt und nicht weiter die innere Energie U als Betachtungsgröße verwendet?  Betrachten wir hierzu eine typische exotherme Reaktion. Bei dieser Reation wird Energie (meist in Form von Wärme) freigesetzt. Diese Energiefreisetzung betrachten wir im Rahmen der Allgemeinen bzw. Anorganischen Chemie. Nun führt aber eine Wärme auch zu einer Volumenausdehnung von Stoffen (=> einfaches Teilchenmodell, die Teilchen beginnen mehr zu schwingen, das Volumen dehnt sich aus). Dehnt sich das Volumen des Reaktionsgemisches aus, so wird Volumenarbeit geleistet, da sich das Volumen gegen einen bestimmten Aussendruck ausdehnt.

Daher betrachten wir in der Physikalischen Chemie bei chemischen Reaktionen nicht nur die Wärme, die bei der Reaktion freigesetzt wird, sondern auch die entsprechende Arbeit, die in dem System geleistet wird  (beispielsweise wenn sich das Volumen ändert).

Die Formel für die Enthalpie

Die Formel für die Enthalpie lässt sich auch auf den 1. Hauptsatz der Thermodynamik zurückführen (ΔU = ΔW + ΔQ). In einem abgeschlossenen System ist die innere Energie U konstant, d.h. die Änderung der Inneren Energie  ΔU ist gleich Null

Betrachten wir nun einen isochoren Prozessen (Prozess, der bei konstanten Volumen abläuft). In diesem System wird also keine Volumenarbeit verreicht. Das System verrichtet bei Energiezufuhr keine mechanische Arbeit ΔW = 0, die übertragende Wärme ΔQ ist daher gleich der Änderung der Inneren Energie ΔU (daher kommen auch manchmal die etwas fehlerhaften Definitionen von exothermen und endothermen Prozessen).

Nicht immer liegt bei einem chemischen Prozess ein isochoren Prozess vor. So werden Reaktionen in der Chemie meist nicht bei konstantem Volumen, sondern bei konstantem Druck (isobarer Prozess) durchgeführt. Da in diesem Fall auch mechanische Arbeit geleistet wird, muss diese zusätzlich noch zur Änderung der inneren Energie des Systems betrachtet werden

Aus diesem Grund (wie eingangs beschrieben) wird die thermodynamische Zustandsgröße Enthalpie eingeführt bzw. definiert. Die Enthalpie ist ein Maß für die Energie eines thermodynamischen Systems. Die Enthalpie setzt sich additiv aus der inneren Energie U und der Volumenarbeit pV zusammen.
 

Enthalpie H:

Die Enthalpie H ist die Summe aus der Inneren Energie U und dem Produkt aus Druck p und Volumen V. 
Als Gleichung:  Die Enthalpie H = U + p V bzw. die Änderung der Enthalpie  
ΔH = ΔU + pΔV + VΔp
 

Welche Vorteile hat die Enthalpie?

Die Zustandsgröße Enthalpie hat vor allem bei Berechnungen bei isobaren Prozessen einen großen Vorteil. 

Dieser lässt sich mathematisch einfach zeigen. 

Aus ΔH = ΔU + pΔV + VΔp und ΔU = ΔQ +  ΔW (mit ΔW = -p·ΔV) folgt

ΔH = ΔQ - pΔV + pΔV + VΔp     =>   ΔH = ΔQ + VΔp

Für einen isobaren Prozess (Δp = 0) gilt:

ΔH = ΔQ

So ist bei isobaren Prozessen die übertragende Wärme ΔQ gleich der Änderung der Enthalpie ΔH.
 

Anwendungen:

In der physikalischen Chemie gibt es mehrere "Formen" von Enthalpie, je nach betrachtetem System, Beispiele sind:

  • Standardbildungsenthalpie ΔHf:  Energie, die bei der Bildung von einem Mol einer Substanz aus den einzelnen Elementen unter Standardbedingungen (101,3 kPa und 25 °C) benötigt oder freigesetzt wird.
  • Verdampfungsenthalpie ΔvH: Energie, die erforderlich ist, um ein Mol einer Substanz vom flüssigen in den gasförmigen Zustand (isotherme und isobare Reaktionsführung) zu überführen.
  • Gitterenthalpie ΔGH: Energie, die aufgewendet werden muss, um einen kristallinen ionischen Feststoff in die Gasphase zu überführen und dort im Vakuum in die gasförmigen Ionen zu trennen.
  • Reaktionsenthalpie ΔRH: Energie, die freigesetzt oder benötigt wird, wenn zwischen zwei Stoffe neue chemische Bindungen gebildet werden und so ein neues Reaktionsprodukt entsteht. Sie ist abhängig von den Reaktionspartnern und der Art der chemischen Bindung im Produkt.
Die Kenntnis der Enthalpie bzw. deren Änderung ist deswegen so wichtig, weil bei Kenntnis der Standardbildungsenthalpien von Edukten und Produkten sich eine mögliche chemische Reaktion energetisch einteilen lässt (Prozess ist endotherm oder exotherm).
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