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Enthalpie an Phasenübergängen

Beim Wechsel von Aggregatzuständen eines Stoffes kommt es zur Aufnahme bzw. Abgabe von Enthalpie.

Jan füllt einen Topf mit Schnee. Er will diesen erhitzen, um dann damit Nudeln zu kochen. Dabei fällt ihm am Thermometer etwas Interessantes auf:

Er führt konstant Wärme zu. Die Temperatur bleibt jedoch am Phasenübergang von fest nach flüssig und von flüssig nach gasförmig für eine gewisse Zeit konstant.

Der Grund hierfür liegt in der Enthalpienutzung am Phasenübergang.

Enthalpienutzung

Am Phasenübergang kommt es zu einer Enthalpiezunahme bzw. Enthalpieabgabe, weil die zugeführte Energie für chemische Prozesse auf Teilchenebene verwendet wird. Das heißt, die Enthalpie des Stoffes verändert sich, ohne dass die Temperatur ansteigt, oder sich der Druck bzw. das Volumen ändert.

Die chemischen Prozesse sind das Auflösen bzw. Ausbilden von zwischenmolekularen Wechselwirkungen.

Die Enthalpien der Phasenübergänge benennt man wie folgt:

\\ \text{fest} \leftrightarrow \text{flüssig}

\\ \text{fest} \leftrightarrow \text{flüssig}

\text{Schmelzenthalpie:}\space \Delta H_{fus}

\text{Schmelzenthalpie:}\space \Delta H_{fus}

\text{Kristallisationsenthalpie:}\space \Delta H_{erstarr}

\text{Kristallisationsenthalpie:}\space \Delta H_{erstarr}

Es gilt:

\Delta H_{erstarr} = -\Delta H_{fus}

\Delta H_{erstarr} = -\Delta H_{fus}

\text{flüssig} \leftrightarrow\text{gasförmig}

\text{flüssig} \leftrightarrow\text{gasförmig}

\text{Verdampfungsenthalpie:} \space \Delta H_V

\text{Verdampfungsenthalpie:} \space \Delta H_V

\text{Kondensationsenthalpie:} \space\Delta H_K

\text{Kondensationsenthalpie:} \space\Delta H_K

Es gilt:

\Delta H_K = - \Delta H_V

\Delta H_K = - \Delta H_V

Angabe

Um die hier genannten Enthalpien zu bestimmen, gibt es 2 Möglichkeiten.

Man liest die Werte aus Tabellen ab.
Kennt man die Standardbildungsenthalpie des Stoffes in beiden Aggregatzuständen, so kann man sich die Enthalpie für den jeweiligen Phasenübergang berechnen. Dabei zieht man die Standardbildungsenthalpie des Anfangszustandes von der des Endzustandes ab.

Einheit

Alle hier genannten Enthalpien werden in Joule pro Molmenge angegeben.

[\Delta H_V] =[\Delta H_K] =[\Delta H_{fus}] =[\Delta H_{erstarr}] = \frac{\text{J}}{\text{mol}}

[\Delta H_V] =[\Delta H_K] =[\Delta H_{fus}] =[\Delta H_{erstarr}] = \frac{\text{J}}{\text{mol}}

Beispiele

Im folgenden wird eine Tabelle für ausgewählte Stoffe angegeben.

Stoff	Verdampfungsenthalpie	Schmelzenthalpie
Wasser	40,7\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $40,7\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$	6,0\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $6,0\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$
Ammoniak	21,4 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $21,4 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$	5,7 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $5,7 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$
Ethanol	40,5 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $40,5 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$	5,1 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $5,1 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$
Kohlendioxid	23,2\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $23,2\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$	8,0\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $8,0\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$
Kohlenmonoxid	6,7\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $6,7\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$	0,8 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} $0,8 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$

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Salz

Die Standardbildungsenthalpie von Kochsalz (NaCl) im flüssigen Aggregatzustand beträgt -386 kJ/mol. Im festen Aggregatzustand beträgt sie -411 kJ/mol. Wie hoch ist die Schmelzenthalpie und die Kristallisationsenthalpie von NaCl?

Lösung:

Da beim Schmelzen der Endzustand flüssig und der Anfangszustand fest ist, zieht man also die Standardbildungsenthalpie vom festen Zustand von der des flüssigen Zustandes ab:

Für die Schmelzenthalpie gilt dann:

\Delta H_{fus} = \Delta H_f \text{(flüssig)} - \Delta H_f \text{(fest)}

\Delta H_{fus} = \Delta H_f \text{(flüssig)} - \Delta H_f \text{(fest)}

\Delta H_{fus} = -386 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}- (-411\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) = 25\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

\Delta H_{fus} = -386 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}- (-411\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) = 25\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

Die Schmelzenthalpie ist also 25 kJ/mol. Die Kristallisationsenthalpie ergibt sich zu:

\Delta H_{erstarr} = -\Delta H_{fus} = -25\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

\Delta H_{erstarr} = -\Delta H_{fus} = -25\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

Wasser

Es wird die Standardbildungsenthalpie von Wasser im flüssigen Aggregatzustand mit -284 kJ/mol und für den gasförmigen Aggregatzsutand mit -243 kJ/mol angegeben. Berechne die Kondensationsenthalpie und die Verdampfungsenthalpie.

Lösung:

Man zieht wieder die Standardbildungsenthalpie des Anfangszustands von der des Endzustands ab.

Für die Kondensationsenthalpie gilt dann:

\Delta H_K = \Delta H_f \text{(flüssig)} - \Delta H_f \text{(gasförmig)}

\Delta H_K = \Delta H_f \text{(flüssig)} - \Delta H_f \text{(gasförmig)}

\Delta H_K = -284 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}- (-243\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) = -41\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

\Delta H_K = -284 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}- (-243\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) = -41\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

Die Kondensationsenthalpie ist also -41 kJ/mol. Die Verdampfungsenthalpie ergibt sich zu:

\Delta H_V = -\Delta H_K = -(-41)\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} = 41\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

\Delta H_V = -\Delta H_K = -(-41)\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} = 41\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

Wärmekissen

Welche der vier Enthalpien an Phasenübergängen macht sich ein (Hand-)Wärmekissen zu Nutzen? Dabei sind die Handwärmekissen gemeint, die warm werden, wenn man das Plättchen im Inneren knickt.

Lösung:

Das Wärmekissen verwendet die Kristallisationsenthalpie. Durch das Knicken des Plättchens wird eine chemische Reaktion freigesetzt, wodurch die Flüssigkeit im Kissen ihren Aggregatzustand langsam von flüssig nach fest wechselt. Gemäß der Kondensationsenthalpie wird bei diesem Vorgang Enthalpie, in diesem Fall genauer Wärme frei.

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Enthalpienutzung

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Salz

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Wasser

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