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Jede
chemische Reaktion ist mit einem Energieumsatz
verbunden. Beispiele: Beim Verbrennen von Butangas
im Kartuschenbrenner oder beim Lösen von "Abfluss frei" (Natriumhydroxid)
in Wasser wird Wärmeenergie frei. Beim Lösen von Ammoniumchlorid
in Wasser oder bei der Herstellung von Kältemischungen kühlt
sich die Lösung ab, da Wärmeenergie benötigt wird.
 Bei exothermen Reaktionen wird Energie frei, bei endothermen Reaktionen wird Energie benötigt. In der Chemie wird die frei werdende oder benötigte Wärmeenergie als Reaktionswärme (oder als Reaktionsenthalpie) bezeichnet. Die bei einer chemischen Reaktion insgesamt frei werdende Wärmemenge Q (Maßeinheit Joule), kann mit einem Kalorimeter gemessen werden (siehe Versuchsbeschreibung und Berechnung). Meistens wird die Reaktionswärme jedoch auf die Stoffmenge n der beteiligten Stoffe (in Joule/mol) bezogen: Da chemische Reaktionen mit Energieaufnahme oder -abgabe verbunden sind, muss jedem Stoff eine bestimmte Energiemenge zugeschrieben werden. Diese Energie nennt man Enthalpie (Formelzeichen H). Die Enthalpie jedes Stoffes hängt von der Temperatur und vom Außendruck ab. Daher werden die Enthalpieangaben auf den Standardzustand bezogen: Achtung: Der Standardzustand in der Thermochemie entspricht nicht dem Normalzustand von 0°C! Da absolute Enthalpien nicht messbar sind, legte man für die Enthalpien der Elemente im Standardzustand die Zahl 0 fest. Beispiel: Bei der Reaktion von Eisen und Schwefel entsteht Eisensulfid: Fe + S  FeS
In diesem Fall erhalten die Elemente Fe und S den Betrag 0, während dem FeS die bei der exothermen Reaktion freigesetzte Bildungswärme zugeordnet wird (DHB = -100kJ/mol). Unter der Bildungswärme versteht man die Wärmemenge, die bei der Bildung einer bestimmten Verbindung aus den Elementen unter Standardbedingungen freigesetzt oder verbraucht wird. Sie erhält folgendes Formelzeichen: Mit Hilfe der Enthalpien lässt sich die Reaktionswärme neu definieren. Die Reaktionswärme ist die Differenz der Summen aller Bildungswärmen der Ausgangs- und der Endstoffe:  Bei exothermen Reaktionen ergibt sich für die Reaktionswärme DHR aufgrund der Formel ein Wert kleiner als 0, bei endothermen Reaktionen größer als 0. Die Bildungswärme ist ein ungefähres Maß für die Stabilität einer chemischen Verbindung. Je mehr Wärmeenergie bei der Bildung einer Verbindung freigesetzt wird, desto stabiler ist sie. Übungsbeispiel 1: Errechnen Sie die molare Reaktionswärme für die Reaktion zwischen Eisen und Schwefel: Fe + S FeS
Aus Tabellen kann die Bildungswärme des Eisensulfids abgelesen werden. Die Elemente Fe und S erhalten die Werte 0. Somit gilt nach Einsetzen in obige Gleichung: DHR = -100kJ - (0 + 0) = -100 kJ/mol Übungsbeispiel 2: Errechnen Sie die Reaktionswärme für die Hochofenreaktion: Fe2O3 + 3 CO 2 Fe
+ 3 CO2
Beide Reaktionen verlaufen
aufgrund des negativen Vorzeichens exotherm. Zur eindeutigen Kennzeichnung
der beteiligten Stoffen ergänzt man in den Formeln den vorliegenden
Aggregatzustand der Stoffe durch ein Symbol mit Klammer. Die Kennzeichnung
ist notwendig, da die Bildungswärmen beispielsweise von Wasser und
Wasserdampf unterschiedlich sind. Es bedeutet:
Reaktionswärmen von chemischen Reaktionen misst man mit einem Kalorimeter. Manchmal lassen sich die Reaktionswärmen jedoch nicht direkt mit dem Kalorimeter messen, zum Beispiel bei der Bestimmung der Bildungswärme von Kohlenstoffmonooxid. Bei der Verbrennung von Kohlenstoff entsteht neben Kohlenstoffmonooxid auch immer Kohlenstoffdioxid. Folgende Reaktionswärmen lassen sich aber messen: C (s) + O2 (g) CO2
(g) DHR
= -393 kJ/mol
CO (g) + 1/2 O2 (g)
CO2 (g) DHR
= -282 kJ/mol
Hier hilft das Gesetz der konstanten Wärmesummen (auch als Satz von Heß bezeichnet):  Nach dem Satz von Heß erhält man bei der Verbrennung von Kohlenstoff zu Kohlenstoffdioxid gleich viel Wärme, wie bei der Verbrennung über die Zwischenstufe über das Kohlenstoffmonooxid. Aus der Grafik kann abgelesen werden, dass die Bildungsenthalpie von Kohlenstoffmonooxid -111 kJ/mol beträgt. |