Was du auf dieser Seite lernst
Du lernst, was endotherme Reaktionen sind und warum ihre Reaktionsenthalpie ΔH positiv ist. An drei Schulversuchen (Eisschmelzen, NH₄NO₃ lösen, Ba(OH)₂ + NH₄SCN) wird erklärt, wie das System Wärme aus der Umgebung aufnimmt. Das Enthalpiediagramm zeigt, dass der Endzustand energiereicher als der Ausgangszustand ist.
8.2 Endotherme Reaktionen und Vorgänge
Einige Beispiele:
a) Eis schmilzt
H₂O(s) → H₂O(l)
b) Ammoniumnitrat (oder Ammoniumchlorid) wird in Wasser gelöst
NH₄NO₃(s) + H₂O(l) → NH₄⁺(aq) + NO₃⁻(aq)
Ammoniumnitrat → Ammonium-Ion + Nitrat-Ion
c) Bariumhydroxid und Ammoniumthiocyanat (Ammoniumrhodanid)
Ba(OH)₂ · 8 H₂O(s) + 2 NH₄SCN(s) → Ba²⁺(aq) + 2 SCN⁻(aq) + 2 NH₃(g) + 10 H₂O(l)
Unter Gasentwicklung verflüssigt sich die feste Mischung. Es wird eine starke Abkühlung des Systems beobachtet – das Gemisch kann auf einer feuchten Holzplatte festfrieren.
Auswertung der Versuche:
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Bei allen drei Beispielen wird vom System Wärme aus der Umgebung aufgenommen. Die Umgebung kühlt sich dabei ab. Das System erhöht seinen Energieinhalt. Die vom System aufgenommene Energie wird mit positivem Vorzeichen angegeben. Reaktionen, bei denen Wärme aus der Umgebung aufgenommen wird, nennt man endotherm.
Bei endothermen Reaktionen ist die Reaktionsenthalpie ΔH positiv.
Enthalpiediagramm – allgemeine endotherme Reaktion mit Reaktionsverlauf:
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ΔH > 0 ⇨ endotherme Reaktion
Merke: Bei endothermen Reaktionen (Vorgängen) ist der Endzustand energiereicher als der Ausgangszustand.
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Endotherm: ΔH > 0
Das System nimmt Wärme auf. Die Umgebung kühlt sich ab. Der Endzustand ist energiereicher als der Ausgangszustand.
3 Schulbeispiele
a) Eis schmelzen · b) NH₄NO₃ in Wasser lösen · c) Ba(OH)₂ + NH₄SCN – alle drei kühlen die Umgebung ab.
Enthalpiediagramm
Produkte liegen energetisch höher als Edukte. ΔH = H(Produkte) − H(Edukte) > 0. Pfeil im Diagramm zeigt nach oben.
Spontan trotz ΔH > 0?
Ja – wenn die Entropiezunahme ΔS groß genug ist. Vollständige Triebkraft: ΔG = ΔH − T·ΔS < 0.
Häufige Fragen zu endothermen Reaktionen
Was ist der Unterschied zwischen exo- und endotherm?
Bei exothermen Reaktionen gibt das System Wärme an die Umgebung ab (ΔH < 0), der Endzustand ist energieärmer. Bei endothermen Reaktionen nimmt das System Wärme auf (ΔH > 0), der Endzustand ist energiereicher. Im Enthalpiediagramm liegen die Produkte bei exothermen Reaktionen tiefer, bei endothermen Reaktionen höher als die Edukte. → Vgl. 8.1 Exotherme Reaktionen
Warum ist das Lösen von Ammoniumnitrat endotherm?
Bei der Auflösung muss zunächst der Ionenkristall aufgebrochen werden – dafür ist die Gitterenthalpie aufzuwenden (positiver Energiebeitrag). Die anschließend freiwerdende Hydrationsenthalpie ist bei NH₄NO₃ kleiner als die Gitterenthalpie, sodass per Saldo Energie aufgenommen wird: ΔHsolv > 0. Die Lösung kühlt sich ab. → Vgl. 7.2 Lösungsenthalpien
Was passiert beim Versuch mit Ba(OH)₂ und NH₄SCN genau?
Bariumhydroxid-Octahydrat und Ammoniumthiocyanat reagieren unter Gasentwicklung (NH₃) und starker Abkühlung. Die Temperatur kann auf unter −20 °C fallen – das feuchte Holzbrett, auf dem die Bechergläser stehen, friert fest. Die Reaktion ist endotherm (ΔH ≈ +170 kJ/mol): Das System entzieht der Umgebung so viel Wärme, dass Wasser gefriert. Die Spontaneität erklärt sich durch die große Entropiezunahme (Übergang von Feststoffen zu Ionen, Wasser und Gas): ΔG = ΔH − T·ΔS < 0.
Kann eine endotherme Reaktion spontan ablaufen?
Ja – das Prinzip von Thomson und Berthelot (Enthalpie-Minimum) ist hier nicht ausreichend. Endotherme Reaktionen laufen spontan ab, wenn die Entropiezunahme (ΔS > 0) groß genug ist, um den Enthalpienachteil zu überkompensieren. Die vollständige Triebkraft einer Reaktion beschreibt die Gibbs-Energie: ΔG = ΔH − T·ΔS. Eine Reaktion läuft spontan ab, wenn ΔG < 0.
Woran erkenne ich im Enthalpiediagramm eine endotherme Reaktion?
Die Produkte liegen auf einem höheren Energieniveau als die Edukte. Der Pfeil für ΔH zeigt nach oben. Bei einem Diagramm mit Reaktionsverlauf ist der Endpunkt der Kurve höher als der Startpunkt. Im Vergleich: Bei exothermen Reaktionen liegt der Endpunkt tiefer. Die Aktivierungsenergie (Übergangszustand, Hochpunkt der Kurve) kann bei endothermen Reaktionen kleiner sein als bei exothermen.
Lernkarten – Endotherme Reaktionen
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Was ist eine endotherme Reaktion? Nenne das Vorzeichen von ΔH und was mit der Umgebung passiert.
Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf.
ΔH > 0 (positiv).
Die Umgebung kühlt sich ab. Der Endzustand ist energiereicher als der Ausgangszustand.
Nenne drei Schulbeispiele für endotherme Vorgänge und erkläre kurz, woran man die Endothermie beobachtet.
a) Eis schmelzen: Temperatur bleibt bei 0 °C → Energie wird aufgenommen
b) NH₄NO₃ lösen: Lösung kühlt ab
c) Ba(OH)₂ + NH₄SCN: starke Abkühlung, Brett friert fest
Wie unterscheiden sich exo- und endotherme Reaktionen im Enthalpiediagramm?
Exotherm: Produkte tiefer als Edukte, ΔH-Pfeil nach unten, ΔH < 0
Endotherm: Produkte höher als Edukte, ΔH-Pfeil nach oben, ΔH > 0
Warum kann eine endotherme Reaktion trotzdem spontan ablaufen? Welche Größe entscheidet?
Weil die Entropiezunahme ΔS groß genug sein kann.
Entscheidend ist die Gibbs-Energie:
ΔG = ΔH − T·ΔS < 0 → spontan
Beispiel: Ba(OH)₂ + NH₄SCN
🔢 Beim Lösen von 0,2 mol NH₄NO₃ in Wasser sinkt die Temperatur von 22,0 °C auf 17,5 °C (m = 150 g). Berechne ΔHsolv.
Q = m · c · ΔT = 150 g · 4,18 J/(g·K) · (−4,5 K) = −2821 J
Das System hat +2821 J aufgenommen:
ΔHsolv = +Q/n = +2821 J / 0,2 mol = +14,1 kJ/mol
(endotherm ✓)
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← 8.1 Exotherme Reaktionen → 8.3 Standardbildungsenthalpie 7.2 Lösungsenthalpien 8.6 Satz von Hess 11. Entropie S 12. Gibbs-Energie G
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Du lernst, was die Reaktionsenthalpie ΔH ist und was ein negatives Vorzeichen bedeutet. An drei Beispielreaktionen (NaOH lösen, H₂SO₄ verdünnen, Eisen + Schwefel) werden exotherme Reaktionen und ihre Enthalpiediagramme erklärt. Außerdem wird das Prinzip von Thomson und Berthelot (Energieprinzip) vorgestellt – und seine Grenzen aufgezeigt.
8 Enthalpie – H
8.1 Exotherme Reaktionen und Vorgänge
Einige Beispiele:
a) Natriumhydroxid wird in Wasser gelöst
NaOH(s) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq) + H₂O(l)
Die Hydrationsenthalpie ist größer als die Gitterenthalpie. → vgl. 7.2 Lösungsenthalpien
b) Konzentrierte Schwefelsäure wird zu Wasser gegeben
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c) Ein Gemisch aus Eisen und Schwefel wird kurz erhitzt (heißer Draht)
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Auswertung der Versuche
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Bei allen 3 Versuchen wird Energie in Form von Wärme an die Umgebung abgegeben. Die Reaktionen a) und b) laufen spontan ab, die Reaktion c) ist „gehemmt" und muss erst aktiviert werden. Das System verarmt dabei an Energie. Die vom System abgegebene Energie wird mit negativem Vorzeichen angegeben. Reaktionen, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird, nennt man exotherm.
Merke: Die Reaktionswärme, die bei konstantem äußerem Druck ausgetauscht wird, bezeichnet man als Reaktionsenthalpie (Symbol ΔH).
Allgemeines Beispiel – Formel zur Enthalpieberechnung:
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Bei exothermen Reaktionen ist die Reaktionsenthalpie ΔH negativ.
Enthalpieschema (ohne Aktivierungsenergie):
links: allgemeines Schema; rechts: für die Reaktion von Eisen mit Schwefel.
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Enthalpieschema mit Reaktionsverlauf und Aktivierungsenergie:
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ΔH < 0 ⇨ exotherme (aber gehemmte) Reaktion (vgl. Metastabile Verbindungen).
Merke: Bei exothermen Vorgängen ist der Endzustand energieärmer als der Ausgangszustand.
Prinzip von Thomson und Berthelot (= Energieprinzip)
Die Wärmetönung stellt ein Maß für die Affinität (Triebkraft) einer chemischen Reaktion dar. Es laufen die Prozesse (Vorgänge, Reaktionen) ab, die zu einem energieärmeren Zustand führen.
Andere Formulierung: Die Systeme streben einem Minimum an Enthalpie entgegen (bei konstantem Druck).
Achtung: Diese Aussage trifft jedoch nur bei einseitig verlaufenden Reaktionen zu; sie steht im Widerspruch zu Gleichgewichtsreaktionen, die in bestimmten Zustandsbereichen auch im entgegengesetzten Sinne erfolgen. Eine vollständige Beschreibung der Reaktionstendenz liefert erst die Gibbs-Energie ΔG, die neben ΔH auch die Entropie ΔS berücksichtigt.
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Reaktionsenthalpie ΔH
ΔH = H(Produkte) − H(Edukte). Bei konstantem äußerem Druck entspricht ΔH der ausgetauschten Reaktionswärme Q.
Exotherm: ΔH < 0
Wärme wird abgegeben. Der Endzustand ist energieärmer als der Ausgangszustand. Die Umgebung erwärmt sich.
Aktivierungsenergie
Auch exotherme Reaktionen können „gehemmt" sein und benötigen eine Zündenergie (z. B. Fe + S). ΔH beschreibt nur die Bilanz, nicht den Reaktionsweg.
Energieprinzip (Grenzen)
Thomson & Berthelot: Reaktionen streben Enthalpie-Minimum an – gilt nur für einseitige Reaktionen. Vollständig: ΔG = ΔH − T·ΔS.
Häufige Fragen zur Reaktionsenthalpie
Was ist die Reaktionsenthalpie ΔH und wie ist sie definiert?
Die Reaktionsenthalpie ΔH gibt die Wärmemenge an, die ein chemisches System bei konstantem äußerem Druck mit der Umgebung austauscht. Es gilt: ΔH = H(Produkte) − H(Edukte). Da die absolute Enthalpie H nicht messbar ist, interessiert nur die Differenz ΔH. → Mehr unter 3. Innere Energie U und 4. Volumenarbeit W.
Was bedeutet ein negatives Vorzeichen von ΔH?
ΔH < 0 bedeutet: Das System gibt Wärme ab (exotherm). Die Produkte befinden sich auf einem niedrigeren Energieniveau als die Edukte. Die Differenz wird als Wärme an die Umgebung abgegeben, was eine Temperaturerhöhung der Umgebung verursacht. Beispiele: Verbrennung, Neutralisation, Lösen von NaOH.
Warum muss man Fe + S erst zünden, obwohl die Reaktion exotherm ist?
Obwohl ΔH < 0 (die Reaktion ist energetisch begünstigt), muss zunächst eine Aktivierungsenergie EA aufgewendet werden, um die Reaktion zu starten. Erst wenn genug Teilchen diese Energiebarriere überwinden, läuft die Reaktion selbstständig weiter. Solche Reaktionen nennt man gehemmt oder metastabil. Vgl. auch Wasserstoff + Sauerstoff (Knallgas) oder die Verbrennung von Holz.
Was besagt das Prinzip von Thomson und Berthelot – und warum ist es unvollständig?
Das Prinzip besagt, dass Reaktionen ablaufen, die zu einem energieärmeren Zustand führen (Streben nach minimalem ΔH). Dies erklärt viele exotherme Reaktionen korrekt. Es versagt aber bei endothermen Reaktionen, die trotzdem spontan ablaufen (z. B. Lösen von KNO₃, Schmelzen von Eis). Der Grund: Neben der Enthalpie spielt auch die Entropie ΔS eine Rolle. Die vollständige Beschreibung liefert die Gibbs-Energie ΔG = ΔH − T·ΔS.
Wie liest man ein Enthalpiediagramm?
Die y-Achse zeigt die Enthalpie H (in kJ/mol). Edukte und Produkte liegen auf unterschiedlichen Niveaus. Bei exothermen Reaktionen liegen die Produkte tiefer. Die Differenz der Niveaus entspricht |ΔH|. Das Diagramm mit Aktivierungsenergie zeigt zusätzlich den Übergangszustand (‚Energieberg') als Hochpunkt der Kurve. ΔH beschreibt nur die Bilanz zwischen Start und Ziel, nicht den Weg dazwischen.
Lernkarten – Enthalpie und exotherme Reaktionen
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Was ist die Reaktionsenthalpie ΔH und bei welcher Bedingung ist sie definiert?
ΔH = H(Produkte) − H(Edukte)
Definiert bei konstantem äußerem Druck. ΔH entspricht der ausgetauschten Reaktionswärme Qp.
Was bedeutet ΔH < 0? Nenne ein Beispiel aus dem Unterricht.
ΔH < 0 → exotherm: Das System gibt Wärme ab. Beispiel: Fe(s) + S(s) → FeS(s), ΔH < 0 (nach Zündung selbstständig).
Was ist der Unterschied zwischen dem Enthalpieschema ohne und mit Aktivierungsenergie?
Ohne EA: Nur Edukt- und Produktniveau mit ΔH.
Mit EA: Zusätzlich der Übergangszustand (Energieberg). ΔH bleibt gleich, zeigt nur Bilanz.
Was besagt das Energieprinzip von Thomson & Berthelot – und wo versagt es?
Reaktionen streben ein Enthalpie-Minimum an. Versagt bei endothermen spontanen Reaktionen (z. B. KNO₃ lösen, Eis schmelzen) → Entropie fehlt. Vollständig: ΔG = ΔH − T·ΔS.
🔢 Bei der Reaktion 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l) werden 572 kJ freigesetzt. Wie groß ist ΔH pro Mol H₂O? Exo- oder endotherm?
ΔH(gesamt) = −572 kJ (Wärme wird abgegeben → negatives Vorzeichen)
Pro Mol H₂O: ΔH = −572 kJ / 2 = −286 kJ/mol
→ exotherm
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← 7.2 Neutralisationsenthalpie → 8.2 Endotherme Reaktionen 5. Reaktionswärme Q 8.6 Satz von Hess 11. Entropie S 12. Gibbs-Energie G
Was du auf dieser Seite lernst
Du lernst, wie die Neutralisationsenthalpie mithilfe eines Kalorimeters experimentell bestimmt wird und welche Formel dabei verwendet wird. Im zweiten Teil erfährst du, wie sich die Lösungsenthalpie aus Gitterenthalpie und Hydrationsenthalpie zusammensetzt – mit konkreten Beispielen für NaCl, KNO₃, CaCl₂ und NaOH.
7.2 Bestimmung der Neutralisationsenthalpie
→ vgl. Experiment und Arbeitsblatt:
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Lösungsenthalpien
vgl. dazu Experimente im Unterricht und Arbeitsblätter
Der beim Lösen beobachtete Temperatureffekt hängt von zwei Faktoren ab:
- der aufzubringenden Gitterenergie: Die entgegengesetzt geladenen Ionen im Kristall müssen voneinander getrennt werden.
- der freiwerdenden Hydrationsenthalpie (Solvatationsenthalpie)
Lösungsenthalpie = Gitterenthalpie + Solvationsenthalpie
ΔHsolv = ΔHL + ΔHhyd
Lösungswärme = Gitterenergie + Hydrationsenergie
⚠️ Hinweis zur NaCl-Rechnung: Die Notation „(-851 + 77 kJ/mol)" im Original gibt die Summe der Hydrationsenthalpien der Einzelionen an (Na⁺ und Cl⁻ getrennt aufgeführt). Diese Werte weichen von gängigen Tabellenwerken ab und sollten mit dem aktuellen Unterrichtsmaterial abgeglichen werden.
Lösungsenthalpie NaCl in Wasser:
ΔHsolv = (+778 kJ/mol) + (−851 + 77 kJ/mol) = +4 kJ/mol (25 °C)
Die Lösung kühlt sich leicht ab (endothermer Vorgang).
Kaliumnitrat (KNO₃):
ΔHsolv = +34,9 kJ/mol (nach Atkins »Alles Chemie«: +23,8 kJ/mol)
Calciumchlorid (CaCl₂):
ΔHsolv = −82,98 kJ/mol (nach Atkins »Alles Chemie«: −81,3 kJ/mol)
Die Lösung erwärmt sich, die Lösungsenthalpie ist daher negativ. Der Literaturwert beträgt −83 kJ/mol.
Natriumhydroxid (NaOH):
ΔHsolv = −44,5 kJ/mol (nach Atkins »Alles Chemie«)
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Kalorimeterformel
Die freigesetzte Wärme Q = m · c · ΔT gibt die Neutralisationswärme an. Daraus berechnet sich die molare Neutralisationsenthalpie ΔHN.
Lösungsenthalpie
ΔHsolv = ΔHL + ΔHhyd · Wenn |ΔHhyd| > |ΔHL|, ist die Reaktion exotherm (z. B. CaCl₂).
Gitterenthalpie
Die Gitterenthalpie ist stets positiv (endotherm): Energie wird benötigt, um die Ionenbindungen im Kristall aufzubrechen.
Hydrationsenthalpie
Die Hydrationsenthalpie ist stets negativ (exotherm): Wasser-Dipole lagern sich an die Ionen an und geben Energie frei.
Häufige Fragen zur Neutralisations- und Lösungsenthalpie
Was versteht man unter der Neutralisationsenthalpie?
Die Neutralisationsenthalpie ΔHN ist die Enthalpieänderung, die bei der vollständigen Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base (je 1 mol H⁺ + OH⁻ → H₂O) auftritt. Sie beträgt für starke Säure/Base-Paare stets ca. −57,3 kJ/mol, da in beiden Fällen vollständige Dissoziation vorliegt und immer dieselbe Reaktion H⁺ + OH⁻ → H₂O abläuft.
Wie wird die Neutralisationsenthalpie im Kalorimeter bestimmt?
Man misst die Temperaturerhöhung ΔT, die bei der Reaktion entsteht. Mit der Kalorimeterformel Q = m · c · ΔT (m = Masse der Lösung, c = spez. Wärmekapazität ≈ 4,18 J/(g·K)) berechnet man die freigesetzte Wärme Q. Aus Q und der Stoffmenge n folgt die molare Enthalpie: ΔHN = −Q / n. Das negative Vorzeichen zeigt an, dass das System Wärme abgibt (exotherme Reaktion).
→ Mehr zu Kalorimetrie: 7. Kalorimetrie
Was ist der Unterschied zwischen Gitterenthalpie und Hydrationsenthalpie?
Die Gitterenthalpie ΔHL (immer positiv/endotherm) ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um den Ionenkristall in seine gasförmigen Einzelionen zu zerlegen. Die Hydrationsenthalpie ΔHhyd (immer negativ/exotherm) ist die Energie, die beim Anlagerung von Wassermolekülen an die Ionen frei wird. Das Vorzeichen der Lösungsenthalpie hängt davon ab, welcher Beitrag überwiegt.
Warum löst sich CaCl₂ exotherm, NaCl aber fast atherm?
Bei CaCl₂ ist die Hydrationsenthalpie (Ca²⁺ ist zweifach geladen → sehr stark hydratisiert) deutlich größer als die Gitterenthalpie: ΔHsolv ≈ −83 kJ/mol. Die Lösung erwärmt sich spürbar. Bei NaCl gleichen sich Gitterenthalpie (+786 kJ/mol) und Hydrationsenthalpie (ca. −782 kJ/mol) fast aus: ΔHsolv ≈ +4 kJ/mol. Der Temperatureffekt ist minimal und schwach endotherm.
Warum weichen experimentelle Werte vom Literaturwert ab?
Im einfachen Schulversuch gibt es mehrere Fehlerquellen: Das Kalorimeter ist nicht ideal wärmeisoliert (Wärmeverlust an die Umgebung), die spezifische Wärmekapazität der Lösung weicht von der des reinen Wassers ab, und die Wärmekapazität des Kalorimetergefäßes selbst wird oft vernachlässigt. Eine Wärmekapazitätskorrektur (Kalorimeterkorrektur) verbessert die Genauigkeit erheblich. → Vgl. 6. Wärmekapazität
Lernkarten – Neutralisations- und Lösungsenthalpie
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Was ist die Neutralisationsenthalpie und welchen Wert hat sie für starke Säuren und Basen?
ΔHN = Enthalpieänderung bei H⁺ + OH⁻ → H₂O.
Für starke Säure/Base: −57,3 kJ/mol (exotherm, da vollständige Dissoziation).
Wie lautet die Kalorimeterformel zur Berechnung der Reaktionswärme Q?
Q = m · c · ΔT
m = Masse der Lösung (g)
c = spez. Wärmekapazität (≈ 4,18 J/(g·K))
ΔT = Temperaturänderung (K)
Wie setzt sich die Lösungsenthalpie zusammen? Nenne Formel und Vorzeichen der Beiträge.
ΔHsolv = ΔHL + ΔHhyd
Gitterenthalpie ΔHL: positiv (endotherm)
Hydrationsenthalpie ΔHhyd: negativ (exotherm)
CaCl₂ löst sich stark exotherm, KNO₃ stark endotherm. Erkläre das mithilfe der Lösungsenthalpie.
CaCl₂: ΔHhyd ≫ ΔHL → ΔHsolv sehr negativ (−83 kJ/mol).
KNO₃: ΔHL ≫ |ΔHhyd| → ΔHsolv positiv (+35 kJ/mol).
🔢 Berechnung: Beim Lösen von 0,1 mol KNO₃ steigt die Temperatur von 25,0 °C auf 22,5 °C (m = 100 g). Bestimme Q und ΔHsolv.
Q = 100 g · 4,18 J/(g·K) · (−2,5 K) = −1045 J (Wärme wird dem Wasser entzogen)
ΔHsolv = −Q/n = +1045 J / 0,1 mol = +10,45 kJ/mol
(endotherm → plausibel für KNO₃)
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← 7. Kalorimetrie → 8. Enthalpie H 6. Wärmekapazität 5. Reaktionswärme Q 8.3 Standardbildungsenthalpie
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Das Kalorimeter misst Reaktionswärmen, indem es die Temperaturänderung einer bekannten Wassermenge erfasst. Grundlage ist der nullte Hauptsatz und die Beziehung Qab = −Qauf. Damit CK des Gefäßes bekannt ist, wird es vorab durch einen Mischversuch kalibriert. ΔT wird stets grafisch aus Vor- und Nachperiode bestimmt.
7 Kalorimetrie
„Nullter" Hauptsatz der Thermodynamik:
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Wenn ein System A sich mit einem System B sowie B sich mit einem System C im thermischen Gleichgewicht befindet, so befindet sich auch A mit C im thermischen Gleichgewicht.
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Wärme wird dabei vom System höherer Temperatur zum System niedrigerer Temperatur übertragen.
Bsp: 2 Systeme: System 1 und System 2
Es gilt:
Abgegebene Wärme (Q₁) = entgegengesetzt gleich der aufgenommenen Wärme (Q₂)
Bzw: Qab = − Qauf Q₁ = − Q₂
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Δϑ = ϑ₂ − ϑ₁ = Temperaturdifferenz
mW = Masse des Wassers
cW = spezifische Wärmekapazität des Wassers (4,1868 J · g⁻¹ · K⁻¹)
— präziser historischer Wert; gerundet oft 4,184 J · g⁻¹ · K⁻¹
CK = Wärmekapazität des Kalorimetergefäßes
7.1 Bestimmung der Wärmekapazität eines Kalorimeters – CK
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Die restliche Wärme nimmt das Kalorimeter auf.
Δϑ ist proportional zur aufgenommenen Wärmemenge.
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Bestimmung von CK
- Wasser der Masse m₁ und der Temperatur ϑ₁ eingefüllt (damit das Kalorimeter eine bestimmbare Temperatur hat).
- Wasser der Masse m₂ (gleichviel) und der Temperatur ϑ₂ eingefüllt.
- Messung von ϑmisch
Das warme Wasser gibt die Wärme Q₂ ab (Q₂ < 0)
Q₂ = cW · m₂ · (ϑmisch − ϑ₂)
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Das kältere Wasser und das Gefäß nehmen Wärme auf:
Q₁ = QW + QK
Q₁ = cW · m₁ · (ϑmisch − ϑ₁) + CK · (ϑmisch − ϑ₁)
Es gilt Qab = −Qauf bzw. Q₁ = −Q₂
Q₁ + Q₂ = 0 (Energieerhaltung)
Q1 einsetzen:
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Für die kalorimetrische Bestimmung müssen chemische Reaktionen folgende Voraussetzungen erfüllen:
- schnell ablaufen
- vollständig (oder weitgehend vollständig) ablaufen
- eine ausreichend große Reaktionswärme besitzen
⇨ Veresterung ist ungeeignet
Idealfall: Kein Austausch von Wärme zwischen Kalorimeter und Umgebung. Leider ist das nicht der Fall. Während der Vorperiode und Nachperiode ist die Temperatur nicht konstant. Deshalb findet eine grafische Auswertung statt, wobei man die Temperaturlinien entsprechend verlängert (vgl. Abb).
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Vorperiode = Zeit vor der chemischen Reaktion
Hauptperiode = chemische Reaktion bis zum Endpunkt des Wärmeübergangs
Nachperiode = Zeit nach beendetem Wärmeübergang
ΔT: wird grafisch bestimmt ⇨ Temperatur-Zeit-Kurven werden verlängert ⇨ senkrechte Linie wird so eingezeichnet, dass die Flächen A1 = A2 sind.
Dewargefäße:
- Doppelte Glaswand (dazwischen evakuiert) ⇨ keine Konvektion
- Wärmeabstrahlung wird minimiert durch Verspiegelung
- Kalorimeter: Meist wird Wasser benutzt.
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Nullter Hauptsatz
A ⇌ B und B ⇌ C
→ A ⇌ C im therm. Gleichgewicht
Energieerhaltung
Qab = −Qauf
Q₁ + Q₂ = 0
Kalibrierung
CK des Gefäßes wird vorab durch Mischversuch mit zwei Wasserportionen bestimmt
ΔT grafisch
Wegen Wärmeverlusten: ΔT aus Vor-/Nachperiode grafisch bestimmen (A1 = A2)
Häufige Fragen zur Kalorimetrie
Was besagt der „nullte" Hauptsatz der Thermodynamik?
Wenn System A mit System B und System B mit System C im thermischen Gleichgewicht ist, dann ist auch A mit C im thermischen Gleichgewicht. Dieser Satz klingt trivial, ist aber die logische Grundlage für alle Temperaturmessungen: Er begründet, warum ein Thermometer (System B) als Vermittler zwischen zwei Systemen A und C funktioniert.
Warum nennt man ihn den „nullten" und nicht den dritten Hauptsatz?
Die drei klassischen Hauptsätze (Energieerhaltung, Entropiezunahme, absoluter Nullpunkt) waren bereits etabliert, als man erkannte, dass das thermische Gleichgewicht eine noch fundamentalere Voraussetzung darstellt. Da er logisch vor den anderen steht, aber erst nachträglich formuliert wurde, erhielt er die Nummer „0".
Warum muss CK des Kalorimeters bestimmt werden?
Das Kalorimetergefäß selbst nimmt ebenfalls Wärme auf (oder gibt sie ab). Würde man CK nicht berücksichtigen, würde man zu wenig Wärme messen – die Reaktionsenthalpie wäre falsch. Durch einen Mischversuch mit zwei Wasserportionen bekannter Temperatur lässt sich CK berechnen, bevor das eigentliche Experiment durchgeführt wird.
Warum wird ΔT grafisch und nicht direkt abgelesen?
In der Praxis ist kein Kalorimeter perfekt isoliert – es gibt immer einen kleinen Wärmeaustausch mit der Umgebung. Dadurch steigt oder fällt die Temperatur auch ohne Reaktion leicht (Vor- und Nachperiode). Die grafische Methode verlängert die Geraden der Vor- und Nachperiode und zieht eine senkrechte Linie so, dass die Flächen A1 = A2 sind. Damit wird das „wahre" ΔT der Reaktion unabhängig von den Wärmeverlusten ermittelt.
Was macht ein Dewargefäß besser als ein normales Gefäß?
Ein Dewargefäß minimiert alle drei Wärmeübertragungsmechanismen: Das Vakuum zwischen den Glaswänden verhindert Konvektion und Wärmeleitung durch Luft. Die Verspiegelung der Innenwände reduziert Wärmestrahlung. Dadurch verhält sich das Dewargefäß näherungsweise wie ein abgeschlossenes System – es ist das gebräuchlichste Kalorimetergefäß im Schullabor (→ 1 Systeme).
Lernkarten – Kalorimetrie
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Was besagt der nullte Hauptsatz der Thermodynamik?
A ⇌ B und B ⇌ C im therm. GGW
→ A ⇌ C im therm. GGW
Grundlage jeder Temperaturmessung
Wie lautet die Energiebilanz im Kalorimeter?
Qab = −Qauf
bzw. Q₁ + Q₂ = 0
(Energieerhaltung im abgeschlossenen System)
Warum muss CK des Kalorimeters bestimmt werden?
Das Gefäß nimmt selbst Wärme auf.
Ohne CK würde man zu wenig Wärme messen.
→ Kalibrierung durch Mischversuch
Was bedeuten Vor-, Haupt- und Nachperiode?
🔵 Vorperiode: vor der Reaktion
🟡 Hauptperiode: Reaktion bis Wärmeübergang
🟢 Nachperiode: nach dem Wärmeübergang
Welche drei Voraussetzungen muss eine Reaktion für die Kalorimetrie erfüllen?
1. Schnell ablaufen
2. Vollständig ablaufen
3. Ausreichend große Reaktionswärme
→ Veresterung: ungeeignet!
Weiter im Kapitel Energetik
← 6 Wärmekapazität → 7.2 Neutralisationsenthalpie → 8 Enthalpie H ↑ 1 Systeme