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Reaktionsenthalpie

Die Reaktionsenthalpie entspricht der Wärme, die bei einer Reaktion frei oder aufgenommen wird.

Was ist Reaktionsenthalpie?

Bei einer chemischen Reaktion, kann es zu einer Energieaufnahme oder zu einer Energieabgabe kommen. Diese Energie wird immer in Form von Reaktionsenthalpie ausgetauscht. Gibt es also eine chemische Reaktion, so kann man anhand der Reaktionsenthalpie sehen, ob durch die Reaktion Energie aufgenommen oder abgegeben wurde.

Die Reaktionsenthalpie wird wie folgt angegeben:

\Delta H_R

\Delta H_R

Die Reaktionsenthalpie lässt sich aus den einzelnen Standardbildungsenthalpien der Produke und Edukte berechnen.

\Delta H_R = \Delta H_f^0 (Produkte) - \Delta H_f^0 (Edukte)

\Delta H_R = \Delta H_f^0 (Produkte) - \Delta H_f^0 (Edukte)

Da sich also die Reaktionsenthalpie aus den Standardbildungenthalpien der an der Reaktion beteiligten Stoffen berechnen lässt, ist die Einheit:

[\Delta H_R] = \frac{\text{J}}{\text{mol}}

[\Delta H_R] = \frac{\text{J}}{\text{mol}}

Weiß man bei einer Reaktion explizit die Molmengen, kann man aus der molaren Reaktionsenthalpie auch einen absoluten Wert der Reaktionsenthalpie in Joule berechnen, indem man beim Rechnen die Molmengen berücksichtigt.

Bei Berechnung der Reaktionsenthalpie aus Reaktionsgleichungen muss man also unterscheiden:

Die absolute Reaktionsenthalpie wird dann angeben, wenn man die genauen Molmengen der Reaktionspartner kennt. (Siehe Beispiel 1)
Die molare Raktionsenthalpie in Joule/mol wird dann angegeben, wenn man nur das Verhältnis der Reaktionspartner kennt. (Siehe Beispiel 2)

Exotherme und Endotherme Reaktion

Die Reaktionsenthalpie gibt an, ob es sich um eine exotherme oder eine endotherme Reaktion handelt.

Exotherme Reaktion:

Für exotherme Reaktion gilt:

Bei exothermen Reaktionen ist die Reaktionsenthalpie negativ.
Die Edukte haben ein höheres Energieniveau, als die Produkte.
Bei der Reaktion wird also Energie frei.

In einem DIagramm ist auf der X-Achse der Reaktionsweg, und auf der y-Achse die Energie aufgetragen. Die Edukte haben eine höhere Energie, als die Produkte.

Das bedeutet, dass bei der Reaktion Enthalpie frei wird. Somit entsteht neben den Produkten auch Enthalpie auf der rechten Seite einer Reaktionsgleichung.

\text{Edukte} \xrightarrow{} \text{Produkte} + \text{Enthalpie}

\text{Edukte} \xrightarrow{} \text{Produkte} + \text{Enthalpie}

Für die Reaktionsenthalpie gilt dann:

\Delta H_R < 0

\Delta H_R < 0

Endotherme Reaktion

Für eine endotherme Reaktion gilt:

Bei endothermen Reaktionen ist die Reaktionsenthalpie positiv.
Die Edukte haben ein geringeres Energieniveau, als die Produkte.
Bei der Reaktion wird also Energie aus der Umgebung aufgenommen.

In einem DIagramm ist auf der X-Achse der Reaktionsweg, und auf der y-Achse die Energie aufgetragen. Die Edukte haben eine geringere Energie, als die Produkte.

Für eine Reaktion heißt das, dass die Edukte Enthalpie aufnehmen müssen, um letztendlich zu den Produkten zu reagieren. Darum wird in einer Reaktionsgleichung auf der Seite der Edukte zusätzlich Enthalpie benötigt.

\text{Edukte} + \text{Enthalpie} \xrightarrow{} \text{Produkte}

\text{Edukte} + \text{Enthalpie} \xrightarrow{} \text{Produkte}

Für die Reaktionsenthalpie gilt dann:

\Delta H_R >0

\Delta H_R >0

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Beispiele

Berechnung der Reaktionsenthalpie

1/2 Mol Sauerstoff und ein Mol Kohlenstoffmonoxid reagieren zu 1 Mol Kohlenstoffdioxid. Berechne die Reaktionsenthalpie. Handelt es sich um eine exotherme oder endotherme Reaktion? Nachschlagen der einzelnen Standardbildungsenthalpien liefert folgende Werte:

CO = -111 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ O_2 = 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\CO_2 = -393 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

CO = -111 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ O_2 = 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\CO_2 = -393 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

Reaktionsgleichung:

CO + \frac{1}{2} \space O_2 \xrightarrow{} CO_2

CO + \frac{1}{2} \space O_2 \xrightarrow{} CO_2

Lösung:

\Delta H_R = \Delta H_f^0 (Produkte) - \Delta H_f^0 (Edukte)

\Delta H_R = \Delta H_f^0 (Produkte) - \Delta H_f^0 (Edukte)

Da man hier explizit die Molmengen kennt, werden diese in der Rechnung berücksichtigt. Man berechnet also hier den absoluten Wert der Reaktionsenthalpie in Joule, der für genau die in der Aufgabe beschriebenen Stoffmengen frei wird.

\Delta H_R = 1 \space\text{mol} \cdot (-393\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) - [(\frac{1}{2}\space \text{mol} \cdot 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) + 1 \space\text{mol} \cdot (-111 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}})]

\Delta H_R = 1 \space\text{mol} \cdot (-393\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) - [(\frac{1}{2}\space \text{mol} \cdot 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) + 1 \space\text{mol} \cdot (-111 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}})]

\Delta H_R = -282 \space\text{kJ}

\Delta H_R = -282 \space\text{kJ}

Da die Reaktionsenthalpie also negativ ist, handelt es sich um eine exotherme Reaktion.

Verbrennung von Methan

Bei der Verbrennung von Methan reagiert Methan mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid und Wasser. Stelle die Reaktionsgleichung auf, und bestimme die Reaktionsenthalpie mit folgenden Werten. Handelt es sich um eine exotherme oder endotherme Reaktion

H_2O = -286\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ O_2 = 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ CH_4 = -75 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ CO_2 = -393 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

H_2O = -286\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ O_2 = 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ CH_4 = -75 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} \\ CO_2 = -393 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}

Reaktionsgleichung:

CH_4 + 2 \space O_2 \xrightarrow{} CO_2 + 2 \space H_2O

CH_4 + 2 \space O_2 \xrightarrow{} CO_2 + 2 \space H_2O

Lösung:

\Delta H_R = \Delta H_f^0 (Produkte) - \Delta H_f^0 (Edukte)

\Delta H_R = \Delta H_f^0 (Produkte) - \Delta H_f^0 (Edukte)

Da man nicht weiß, wie viel Mol der jeweiligen Stoffe vorliegen und nur das Verhältnis der Reaktionspartner kennt, gibt man hier den Wert pro Stoffmenge an, also in Joule pro Mol.

Bei der Berechnung wird nur das Verhältnis der einzelnen Stoffe multipliziert und die Reaktionenthalpie als molare Enthalpie angegeben.

\Delta H_R = (-393\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) + 2\cdot (-286 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) - [(-75 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) + 2 \cdot 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} ]

\Delta H_R = (-393\space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) + 2\cdot (-286 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) - [(-75 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}) + 2 \cdot 0 \space\frac{\text{kJ}}{\text{mol}} ]

\lsg{\Delta H_R = -890 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}}

\lsg{\Delta H_R = -890 \space \frac{\text{kJ}}{\text{mol}}}

Da die Reaktionsenthalpie also negativ ist, handelt es sich um eine exotherme Reaktion.

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