Chemie Zusammenfassung KA 2

Transkript

1 Chemie Zusammenfassung KA 2 Wärmemenge Q bei einer Reaktion Chemische Reaktionen haben eine Gemeinsamkeit: Bei der Reaktion wird entweder Energie/Wärme frei (exotherm). Oder es wird Wärme/Energie aufgenommen (endotherm). Man nennt diese Wärme Reaktionswärme Q Bestimmung der Reaktionswärme Q Bei Temperaturzufuhr zu einem System, erhöht sich deren Temperatur gegenüber der Umgebung. D.h. die Geschwindigkeit der Teilchen erhöht sich. Daraus ergibt sich folgende Formel: C ist abhängig vom Stoff: Bei einem homogenen Stoffgemisch lassen sich die Formeln zusammenfassen: Q ist mittels eines Kalorimeters Messbar. Es gilt: Die vom gesamten System aufgenommene und experimentell bestimmte Wärme ist dem Betrag nach gleich der Reaktionswärme Q. Q setzt sich zusammen aus: =Aufgenommene Wärme vom Wasser =Aufgenommene Wärme vom Kalorimeter Daraus ergibt sich: Da und konstant sind lässt sich schreiben: (spezifische Wärmekapazität von Wasser) Mischt man nun 20 C und 40 C warmes Wasser ergibt sich: Warmes Wasser gibt Wärme ab: Kaltes Wasser + Gefäß nehmen Wärme auf: Dank des Energieerhaltungssatzes lassen sich beide Formeln zusammenfassen: Mit dieser Formel und dem dazugehörigen Versuch lässt sich jetzt die Wärmekapazität des Kalorimeters für weitere Versuche bestimmen Seite 1

2 Änderung der Enthalpie Die Änderung der Enthalpie aufgenommene oder abgegebene Wärme. eines Systems entspricht der vom System bei konstantem Druck Die Enthalpie ist abhängig von der Änderung der inneren Energie, so kann sich also durch Energiezufuhr oder abfuhr verringern bzw. erhöhen. Außerdem hängt die Enthalpieänderung von der Volumenarbeit ab ( ). Auch sie kann sich entweder erhöhen oder verringern (also ein negatives oder positives Vorzeichen haben). Um dann die Enthalpie vollends zu berechnen, muss man nur noch die beiden Faktoren addieren. Da bei konstantem Druck gegen 0 geht, gilt:. Dadurch gilt die Formel für auch für die innere Energie, also gilt: Reaktionsenthalpie Als Reaktionsenthalpie bezeichnet man die Enthalpieänderung während einer chemischen Reaktion! Bezieht man die Reaktionsenthalpie auf 1mol nennt man sie molare Reaktionsenthalpie! Berechnung: Notiz: Das Kalorimeter wird bei einigen Berechnungen vernachlässigt und die Angaben, die auf die gesamte Lösung bezogen sind, werden oft nur auf Wasser bezogen! Seite 2

3 Satz von Hess Teilreaktion I Teilreaktion II Reaktion Die Enthalpieänderung zwischen zwei Zuständen ist unabhängig vom Reaktionsweg Das bedeutet, dass sich eine Reaktion zur besseren Berechnung der Enthalpie in Teilreaktionen aufteilen lässt. Dank dem Prinzip des Energieerhaltungssatzes ergibt sich dann für die gesamte Reaktionsenthalpie die Summe der einzelnen Bildungsenthalpien. In dem gedachten Zwischenzustand dürfen hierbei keine Ionen oder Verbindungen vorkommen, sondern nur Elemente. Die dazugehörigen Standartbildungsenthalpien lassen sich (auch bei Ionen) aus Tabellen lesen. Formel zum berechnen: ist die molare Standard-Bildungsenthalpie. Das heißt die Reaktionsenthalpie, die zur Erzeugung dieser Verbindung aus den Elementen nötig ist Hierbei bekommen alle Elemente eine Standartbildungsenthalpie von 0, und alle Verbindungen aus der Teilreaktion 2 bekommen ein negatives Vorzeichen bei der Standartbildungsenthalpie. Die Standartreaktionsenthalpie kann entweder positiv oder negativ sein. Ist sie positiv läuft die Reaktion endotherm ab, ist sie negativ exotherm. Beispielrechnung: II III Bestimme ob die Reaktion von Kupferoxid und Zink exotherm oder endotherm ist. Stelle dazu eine Reaktionsgleichung, die beiden Teilreaktionen auf und berechne die jeweiligen Enthalpien der Hauptreaktion und der Teilreaktionen. Hauptreaktion (I): I Teilreaktion 1 (II): Teilreaktion 2 (III): Seite 3

4 Berechnung der Enthalpie Teilreaktion 1 (II): Da Teilreaktion 1 (II) erhalten die molaren Standard-Bildungsenthalpien ein negatives Vorzeichen. Den Sauerstoff habe ich zur Verkürzung ignoriert (ist ja auch 0!) Alle Elemente erhalten eine molare Standard-Bildungsenthalpie von 0 Berechnung der Enthalpie Teilreaktion 2 (III): Alle Elemente erhalten eine molare Standard-Bildungsenthalpie von 0 Berechnung der Enthalpie Gesamtreaktion (I): Diese letzte Gleichung könnte man (je nach Aufgabenstellung) umformen. Also wenn man zum Beispiel die Standard-Bildungsenthalpie von CuO berechnen will einfach nach umformen! Die Reaktion ist exotherm, da die Gesamtreaktionsenthalpie kleiner als 0 ist! Entropie S Neben der Enthalpie gibt es noch die Entropie. Die Entropie ist die Unordnung der Teilchen in einem System. Dabei streben die Teilchen immer nach größtmöglicher Unordnung. Die Entropie lässt sich berechnen wie die Enthalpie man nimmt nur statt den Standard-Bildungsenthalpien die Standard- Bildungsentropien und Elemente erhalten nicht eine Standard-Bildungsentropie von 0. Der Satz von Hess ist auch hierbei gültig (also auch die Verteilung der Vorzeichen!). Folglich sieht die Formel auch verhältnismäßig ähnlich aus: Neben der normalen Reaktionsentropie muss oft noch die Entropie der Umgebung berechnen, dabei gilt: Dann gilt für die gesamte Entropieänderung: Seite 4

5 Die Entropie entscheidet dabei, ob eine Reaktion spontan (also ohne Änderung der Systemgrößen, ) reversibel (es stellt sich ein Gleichgewicht ein) oder nicht spontan (unter den aktuellen Bedingungen nicht) abläuft. Normalerweise nimmt man hierbei die gesamte Entropieänderung, falls man aber nur die Entropieänderung im System oder nur die Entropieänderung der Umgebung berechnen will, nimmt man eben oder. Auf jeden Fall gilt: spontane Reaktion reversible Reaktion nicht spontane Reaktion Beispielrechnung: Bestimme ob die Reaktion von Kupferoxid und Zink spontan oder nicht spontan ist. Berechne die jeweiligen Entropien der Hauptreaktion und der Teilreaktionen. Berechnung der Entropie Teilreaktion 1 (II): Berechnung der Entropie Teilreaktion 2 (III): Berechnung der Entropie Gesamtreaktion (I): Diese letzte Gleichung könnte man (je nach Aufgabenstellung) umformen. Also wenn man zum Beispiel die Standard-Bildungsentropie von CuO berechnen will einfach nach umformen! Die Reaktion ist spontan, da die Gesamtreaktionsentropie größer als 0 ist! Seite 5

6 Freie Enthalpie G Lässt sich berechnen über die Gibbs-Helmholz-Gleichung, die lautet: Hierbei muss man einfach die Entropie- und Enthalpieänderung im System einsetzen und die Temperatur (in Kelvin) ergänzen. Dann hat man die Freie Enthalpie. Die Freie Enthalpie drückt dabei aus, ob die Reaktion exergonisch (freiwillig und spontan) oder endergonisch (weder freiwillig noch spontan) abläuft, oder ob ein chemisches Gleichgewicht vorherrscht. Es gilt: endergonisch Reaktion chemisches Gleichgewicht exergonisch Reaktion Beispielrechnung: Bestimme ob die Reaktion von Kupferoxid und Zink exergonisch oder endergonisch ist. Berechne die jeweiligen freien Enthalpien der Hauptreaktion und der Teilreaktionen. Berechnung der Entropie Teilreaktion 1 (II): Berechnung der Entropie Teilreaktion 2 (III): Berechnung der Entropie Gesamtreaktion (I): Die Reaktion ist exergonisch, da die freie Enthalpie kleiner als 0 ist! Seite 6

7 So, fertig wäre die erste Zusammenfassung im Jahr Chemie 4std die 2. Klausur bei Frau Borchert. Die Grundthemen sind ja Enthalpie, Entropie und freie Enthalpie. Ich hab sie halt alle nur relativ dürftig erklärt, weil es ja meistens eh nur ums Rechnen geht. Deshalb hab ich lieber zu jedem Grundthema je eine Beispielrechnung zu immer der gleichen Reaktion gemacht. Wie immer wer Fehler, Verbesserungen, selbst Zusammenfassungen hat, oder sonst irgendwas, schreibt mir eine Mail oder veröffentlicht sie (falls es denn demnächst geht) einfach gleich auf der neuen Schulhomepage, auf der jeder was hinzufügen kann. Im Moment gehen nur Dateien die innerhalb von 12 Sekunden hochgeladen sind, ich hoffe das bekomm ich in den Griff. Ich kann die Dateien über ein spezielles Konto noch anders hochladen aber das ist ein wenig kompliziert also bleiben wir bis jetzt mal bei der Mail. Der Link zur neuen Schulhomepage ist noch hier: Auch wer noch Anregungen zur Schulhomepage hat schreibt mir bitte eine Mail, dann schau ich, was ich da machen lässt. In Planung sind erst mal noch ein kleiner Chat und ein Forum, schauen wir mal, was sich da machen lässt. Jetzt erst viel Spaß beim Chemie lernen und ein Frohes Jahr 2011! Gruß, Flo Seite 7