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Einführung in die Thermodynamik Warum ist die Thermodynamik interessant?

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Präsentation zum Thema: "Einführung in die Thermodynamik Warum ist die Thermodynamik interessant?"—  Präsentation transkript:

1 Einführung in die Thermodynamik Warum ist die Thermodynamik interessant?

2 Einführung in die Thermodynamik Warum ist die Thermodynamik interessant? Energie für unsere Zwecke verwenden: Arbeit verrichten

3 Einführung in die Thermodynamik Naphtalin Lift Marmor mit Salzsäure: exotherme Reaktion CaCO HCl (aq) H 2 O (l) + CO 2 (g) + CaCl 2 (aq)

4 Einführung in die Thermodynamik Naphtalin Lift Marmor mit Salzsäure: exotherme Reaktion CaCO HCl (aq) H 2 O (l) + CO 2 (g) + CaCl 2 (aq) Natriumcarbonat mit Salzsäure: endotherme Reaktion Na 2 CO HCl (aq) H 2 O (l) + CO 2 (g) + 2 NaCl(aq)

5 Einführung in die Thermodynamik Mit Hilfe von spontanen Reaktionen kann Arbeit verrichtet werden

6 Einführung in die Thermodynamik Spontane Reaktionen: Gesamtentropie nimmt zu

7 Einführung in die Thermodynamik Änderung der Gesamtentropie = Änderung der Umgebungsentropie + Änderung der Systementropie

8 Einführung in die Thermodynamik Gesamtentropie = Umgebungsentropie + Systementropie Umgebungsentropie: Beurteilbar über Reaktionsenthalpie Systementropie: Anzahl Teilchen, Aggregatszustand u.ä.

9 Einführung in die Thermodynamik Aceton Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu

10 Einführung in die Thermodynamik Aceton Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu Systementropie nimmt zu, da Stoffe verteilt werden mit Wasser mit Benzin Umgebungsentropie nimmt zu, da exotherm mit Wasser X mit Benzin

11 Einführung in die Thermodynamik Aceton Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu Mischen ist immer durch Zunahme von Systementropie begünstigt, ABER:

12 Einführung in die Thermodynamik Aceton Mischbar mit Benzin: Gesamtentropie nimmt zu Mischbar mit Wasser: Gesamtentropie nimmt zu Mischen ist immer durch Zunahme von Systementropie begünstigt, ABER: Abnahme Umgebungsentropie kann dagegen wirken

13 Einführung in die Thermodynamik Welche Argumente gibt es für Reaktionsenthalpie bei unserem Beispiel?

14 Einführung in die Thermodynamik Welche Argumente gibt es für Reaktionsenthalpie bei unserem Beispiel? Zwischenmolekulare Kräfte

15 Einführung in die Thermodynamik Wasser/ Wasser Wasser/ Aceton Aceton/ Aceton VdWklein Dipol-Dipolja H-Brückenja nein

16 Einführung in die Thermodynamik Wasser/ Wasser Wasser/ Aceton Aceton/ Aceton VdWklein Dipol-Dipolja H-Brückenja nein Mischen exotherm

17 Einführung in die Thermodynamik Benzin/ Benzin Benzin/ Aceton Aceton/ Aceton VdWgrossklein Dipol-Dipolnein ja H-Brückennein

18 Einführung in die Thermodynamik Benzin/ Benzin Benzin/ Aceton Aceton/ Aceton VdWgrossklein Dipol-Dipolnein ja H-Brückennein Mischen endotherm

19 Einführung in die Thermodynamik Reaktionsenthalpie

20 Einführung in die Thermodynamik Reaktionsenthalpie Beispiel: Verbrennung von Ethanol

21 Einführung in die Thermodynamik Reaktionsenthalpie CH 3 CH 2 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O Bindungen in Edukten müssen gespalten werden: Energie wird gebraucht Bindungen in Produkten werden neu gebildet: Energie wird frei

22 Einführung in die Thermodynamik Reaktionsenthalpie CH 3 CH 2 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O Bindungen in Edukten müssen gespalten werden: Energie wird gebraucht (positives Vorzeichen) Bindungen in Produkten werden neu gebildet: Energie wird frei (negatives Vorzeichen) Näherung mit mittleren Bindungsenthalpien

23 Einführung in die Thermodynamik Reaktionsenthalpie H H < 0 H > 0

24 Einführung in die Thermodynamik Reaktionsenthalpie H H < 0 exotherm H > 0 endotherm

25 Einführung in die Thermodynamik Aufgabe: Berechnen Sie die Reaktionswärme für die Verbrennung von 10 g Ethanol mit Hilfe der mittleren Bindungsenthalpien

26 Einführung in die Thermodynamik CH 3 CH 2 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O M=46 g/mol 10 g = 0.22 mol

27 Einführung in die Thermodynamik CH 3 CH 2 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O M=46 g/mol 10 g = 0.22 mol 5* 0.22 mol C-H = 4543 kJ 1*0.22 mol O-H = kJ 2*0.22 mol C-C = kJ 1*0.22 mol C-O = kJ 3*0.22 O=0 = kJ2*2*0.22 C=O = kJ 3*2*0.22 mol H-O = kJ

28 Einführung in die Thermodynamik CH 3 CH 2 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O M=46 g/mol 10 g = 0.22 mol 5* 0.22 mol C-H = kJ 1*0.22 mol O-H = kJ 2*0.22 mol C-C = kJ 1*0.22 mol C-O = kJ 3*0.22 O=0 = kJ2*2*0.22 C=O = kJ 3*2*0.22 mol H-O = kJ kJ kJ

29 Einführung in die Thermodynamik CH 3 CH 2 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O M=46 g/mol 10 g = 0.22 mol 5* 0.22 mol C-H = kJ 1*0.22 mol O-H = kJ 1*0.22 mol C-C = kJ 1*0.22 mol C-O = kJ 3*0.22 O=0 = kJ 2*2*0.22 C=O = kJ 3*2*0.22 mol H-O = kJ kJ kJ H = kJ

30 Einführung in die Thermodynamik Gitterenergie muss aufgewendet werden Hydratationsenergie wird frei Nettoenergie = Reaktionsenthalpie

31 Einführung in die Thermodynamik Lösungsenthalpien von Ionenverbindungen Lösungswärme = Gitterenthalpie - Hydratationsenthalpie

32 Einführung in die Thermodynamik Aufgabe: Berechnen Sie die Lösungswärme für die im Experiment untersuchten Salze. Nehmen Sie an, dass Sie jeweils 1 g des Salzes gelöst haben.


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