Enthalpie
Enthalpieänderung bei einer Zustandsänderung
Wenn eine Flüssigkeit verdampft, muss sie Wärme aus ihrer Umgebung aufnehmen, um die von den verdampfenden Molekülen aufgenommene Energie zu ersetzen, damit die Temperatur konstant bleibt. Diese zum Verdampfen der Flüssigkeit erforderliche Wärme wird als Verdampfungsenthalpie (oder Verdampfungswärme) bezeichnet. Zum Beispiel wird für die Verdampfung von einem Mol Wasser die Enthalpie wie folgt angegeben:
ΔH = 44,0 kJ bei 298 K
Wenn ein Feststoff schmilzt, wird die erforderliche Energie in ähnlicher Weise als Schmelzenthalpie (oder Schmelzwärme) bezeichnet. Zum Beispiel wird die Enthalpie für ein Mol Eis wie folgt angegeben:
ΔH = 6,01 kJ bei 273,15 K
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Die Enthalpie kann auch als molare Enthalpie, \(\Delta{H}_m\), ausgedrückt werden, indem man die Enthalpie oder die Änderung der Enthalpie durch die Anzahl der Mole teilt. Die Enthalpie ist eine Zustandsfunktion. Das heißt, wenn ein System von einem Zustand in einen anderen wechselt, ist die Änderung der Enthalpie unabhängig vom Weg zwischen zwei Zuständen eines Systems.
Wenn keine Expansionsarbeit auf das System einwirkt und der Druck konstant bleibt, entspricht die Änderung der Enthalpie der vom System verbrauchten oder freigesetzten Wärme (q).
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Mit Hilfe dieser Beziehung lässt sich bestimmen, ob eine Reaktion endotherm oder exotherm ist. Bei konstantem Druck handelt es sich um eine endotherme Reaktion, wenn Wärme absorbiert wird. Dies bedeutet, dass das System Wärme aus der Umgebung aufnimmt, so dass \(q\) größer als Null ist. Nach der zweiten Gleichung wird daher auch \(\Delta{H}\) größer als Null sein. Andererseits wird bei einer exothermen Reaktion bei konstantem Druck Wärme freigesetzt. Dies bedeutet, dass das System Wärme an die Umgebung abgibt, so dass \(q\) kleiner als Null ist. Außerdem wird \(\Delta{H}\) kleiner als Null sein.