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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 (jedes System besitzt einen bestimmten Energieinhalt (Innere Energie U) und setzt sich aus den verschiedenen Energieformen (beispielsweise kinetischer Energie, Rotationsenergie und Schwingungsenergie der Teilchen) zusammen) verwendet.

Dies lässt sich auch auf den 1. Hauptsatz der Thermodynamik zurückführen (D U = D W + D Q), so ist bei isochoren Prozessen (Prozess, der bei konstanten Volumen abläuft. Das System verrichtet bei Energiezufuhr keine mechanische Arbeit D W = 0) die übertragende Wärme D Q gleich der Änderung der Inneren Energie DU (daher kommen auch manchmal die etwas fehlerhaften Definitionen von exothermen und endothermen Prozessen).

Nicht immer handelt es sich bei einem Prozess um einen isochoren Prozess. So werden Reaktionen in der Chemie meist nicht bei konstantem Volumen, sondern bei konstantem Druck (isobarer Prozess) durchgeführt. Aus diesem Grund 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 D H = D U + pD V + VD p
 

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 D H = D U + pD V + VD p und D U = D Q + D W (D W = -p·D V) folgt D H = D Q - pD V + pD V + VD p => D H = D Q + VD p

Für einen isobaren Prozess (D p = 0) gilt: D H = D Q. S o ist bei isobaren Prozessen die übertragende Wärme D Q gleich der Änderung der Enthalpie DH.
 

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

  • Standardbildungsenthalpie D Hf:  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 D vH: Energie, die erforderlich ist, um ein Mol einer Substanz vom flüssigen in den gasförmigen Zustand (isotherme und isobare Reaktionsführung) zu überführen.
  • Gitterenthalpie D GH: 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 D RH: 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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