Energie und chemische Reaktionen Fachdidaktik Chemie 27. Mai 2016 Hansruedi Dütsch h.duetsch@bluewin.ch

Energie und chemische Reaktionen

Energie und chemische Reaktionen Formulieren Sie die Ihrer Meinung nach zwei wichtigsten Lernziele dieses Kapitels. Die SchülerInnen können erklären, warum bei vielen chemischen Reaktionen Energie (in Form von Wärme) freigesetzt wird. Die SchülerInnen kennen die Gesetzmässigkeiten, die bestimmen, ob eine chemische Reaktion spontan abläuft und sie können diese anwenden.

Thermodynamik in der Schule? fundamental (2 Hauptsätze) Grundlage für andere Themen historisch interessant interdisziplinär schwierige Begriffe (Wärme, Temperatur, Energie, Entropie, spontan,...) mathematisch abstrakt

Energieumwandlung CH4 Kinetische Energie Wärme chemische Energie

1. Hauptsatz Die Energie in einem abgeschlossenen System ist konstant. Energie kann nicht erschaffen oder vernichtet, sondern nur umgewandelt werden.

Warum wird es warm wenn Stoffe verbrennen? 2H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) O O H-H + H-H + O=O + H 4H. 2O: EAufwand EErtrag E 2H2 + O2 2 H2O -482 kJ EAufwand = 2 E(H-H) + E(O=O) = 1370 kJ EErtrag = 4 E(O-H) = 1852 kJ ΔE = EAufwand - EErtrag = -482 kJ = -241 kJ/mol H2O

Messung der Reaktionswärme Kalorimeter 2H2 + O2  2 H2O Messung im Kalorimeter: -285 kJ/mol H2O Berechnung aus Bindungsenergien: -241 kJ/mol H2O ? Differenz: - 44 kJ/mol H2O H2O flüssig

ΔH = H (Produkte) – H(Edukte) Enthalpie Bei chemischen Reaktionen ändern nicht nur Bindungen, sondern auch zwischenmolekulare Beziehungen, etc. Enthalpie H ‚chemische Energie‘ Reaktionsenthalpie ΔH, ΔH = H (Produkte) – H(Edukte)

Laborversuche: Messung der Reaktionsenthalpie Fe + S FeS Cu2+ + Zn Cu + Zn2+

welche Reaktionen verlaufen exotherm? O = O H C H O = C = O + + O O O = O + H H H H H unpolare Bindungen schwache Bindungen polare Bindungen starke Bindungen Reaktionen verlaufen exotherm, wenn aus Molekülen mit unpolaren (schwachen) Bindungen, Moleküle mit polaren (starken) Bindungen entstehen.

polare Bindungen sind stark A B δ+X Yδ- + Anziehung der Pole unpolare Bindung EN (A) ≅ EN (B) polare Bindung EN (Y) > EN (X) Zusammenhalt durch gemeinsame Elektronenwolke Zusammenhalt durch gemeinsame Elektronenwolke

Wie gross ist die Enthalpie von Stoffen? 2H2 + O2  2 H2O (g) ΔQKalorimeter = ΔH = 2H(H2O) - 2H(H2) - H(O2) H(H2O) = = -242 kJ/mol =0 (def.) C + O2  CO2 ΔH = H(CO2) - H(O2) - H(C) H(CO2) = ΔQ = - 393 kJ/mol =0 (def.)

Enthalpie von Stoffen H CH4 + 2O2  2 H2O + CO2 ΔH = 2H(H2O) + H(CO2) - 2H(O2) - H(CH4) = ΔQ H(CH4) = - 75 kJ/mol

Welche Vorgänge laufen spontan ab? Epot Hauptsatz: ΔEpot + ΔQ = 0 ΔEpot = - ΔQ exotherm spontan ΔQ

Welche Vorgänge laufen spontan ab? Hauptsatz: Epot + ΔQ = 0 Epot = - ΔQ endotherm Epot NIE D ΔQ

Prinzip von Berthelot 1878 Essai de Mecanique chimique: “Jede chemische Reaktion, die ohne Einfluss von äusserer Energie abläuft, ist bestrebt, den Körper oder das System von Körpern zu bilden, die am meisten Wärme freisetzen.” „Reaktionen, die spontan ablaufen, sind exotherm (ΔH < 0).“

Überprüfung: Ether verdampft spontan auf der Haut,  Abkühlung Ammoniumchlorid löst sich spontan in H2O  Abkühlung Ba(OH)2 reagiert spontan mit NH4SCN  Abkühlung etc.

Prinzip von Berthelot 1878 Essai de Mecanique chimique: “Jede chemische Reaktion, die ohne Einfluss von äusserer Energie abläuft, ist bestrebt, den Körper oder das System von Körpern zu bilden, die am meisten Wärme freisetzen.” „Reaktionen, die spontan abläufen, müssen exotherm (ΔH < 0) sein.“

2. Hauptsatz Bei spontanen Vorgängen nimmt die Entropie S in einem abgeschlossenen System zu. S = oder ΔS = > O spontan

fallende oder steigende Kittkugel? Hauptsatz: ΔEpot + ΔQ = 0 ΔQ > 0 2. Hauptsatz: ΔS = > 0 Epot spontan T ΔQ

fallende oder steigende Kittkugel? Hauptsatz: ΔEpot + ΔQ = 0 ΔQ < 0 Epot NIE 2. Hauptsatz: ΔS = - < 0 ΔQ

Systeme offenes System geschlossenes System abgeschlossenes System

Wärmeaustausch ΔS = + > 0 T t Isolation T > Temp > t ΔQ -ΔQ Hauptsatz: ΔQT + ΔQt = 0 -ΔQT = ΔQt = ΔQ 2. Hauptsatz: ΔS = + > 0 spontan

Wärmeaustausch T ΔQT = -ΔQt ΔS = + < 0 T t Isolation ΔQ ΔQT -ΔQt Hauptsatz: ΔQT + ΔQt = 0 ΔQT = -ΔQt 2. Hauptsatz: ΔS = + < 0 nicht spontan

chemische Reaktion Hauptsatz -ΔQReakt = ΔQUmg ΔQUmg = -ΔH isolier A B ΔQ Umgebung T=konst. Isolation Hauptsatz -ΔQReakt = ΔQUmg ΔQUmg = -ΔH 2. Hauptsatz: ΔStot = ΔSUmg + ΔSReakt = + (SProd – SEd) ΔStot= + ΔS

Wie gross ist die Entropie von Stoffen?

Ein Beispiel NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s) Voraussage Berechnung Berechnung ΔH [kJ] < 0, exotherm Moleküle  Ionengitter -176 exotherm, günstig +0.590 günstig -0.284 ungünstig +0.307 spontan + 176 endotherm ungünstig -0.590 ungünstig +0.284 günstig -0.307 nicht spontan - ΔH [kJ/K] T positiv, günstig ΔS [kJ/K] <0, ungünstig Ordnung im Ionengitter ΔStotal [kJ/K] keine Voraussage möglich

Temperaturabhängigkeit Bei welcher Temperatur T* ist die Reaktion weder spontan noch nicht-spontan? ΔStot = + ΔS = 0 T* = = = 619 K ≈ 350 °C

Das Experiment T<350°C: NH3 (g) + HCl (g)  NH4Cl(s) T>350°C: NH4Cl(s)  NH3 (g) + HCl (g) NH4Cl

Gibbs Helmholtz Gleichung „Entropie und Enthalpie, Ordnung und Energie, sind die zwei Faktoren, die Reaktionsabläufe ermöglichen oder verhindern. Gibbs verknüpfte daher 1893 Enthalpie und Entropie zu einer neuen Funktion G, der freien Enthalpie.“ ΔG = ΔH - TΔS ΔG > 0 nicht spontan ΔG < 0 spontan „ Günstig für den Ablauf einer Reaktion ist es also, wenn nach dem Prinzip des Energieminimums ΔH<0 und nach dem Prinzip des Entropiemaximums ΔS>0.“ Schroedel, Chemie heute

Gibbs-Helmholtz-Gleichung ΔStot= + ΔS = 0 -T ΔStot = ΔH - TΔS ΔG = ΔH - TΔS ΔG > 0 nicht spontan ΔG < 0 spontan Achtung: G enthält implizit die Temperatur als Variable! × −T

Du sollst nicht alles glauben! Textauszüge aus einigen Lehrbüchern Soll eine Reaktion freiwillig ablaufen, muss dabei Energie frei werden. In den mei- sten Fällen ist diese Energie in Form von Wärme (Reaktionswärme) vorzufinden. Der Gibbs-Helmholtzsche Satz beschreibt die alltägliche Erfahrung, dass die tatsächlich verfügbare Energie ΔG immer etwas kleiner ist als die theoretisch mögliche Menge an freigesetzter Reaktionsenergie ΔH, da immer einiges (ausgedrückt durch T · ΔS) durch Reibungsverluste (metastabile Systeme!), durch entstehende Unordnung oder durch elektrochemische Überspannungseffekte verloren geht. Reaktionen sind spontan, wenn ΔHR sehr klein ist, wenn viel Energie abgegeben wird (Prinzip des Energieminimums) wenn ΔSR sehr groß ist, wenn Systeme großer Unordnung entstehen, zum Beispiel bei Gasen (Prinzip des Entropiemaximums). Alles natürliche Geschehen wird regiert einerseits vom Bestreben nach Abnahme der Energie, anderseits nach Zunahme der Entropie.

Temperatur und Spontaneität ΔH < 0 exotherm ΔH > 0 endotherm ΔS > 0 entropisch günstig immer spontan mit steigender T weniger spontan Reaktion spontan wenn T* grösser als ΔS < 0 entropisch ungünstig Reaktion spontan wenn T* kleiner als nie spontan mit sinkender T weniger spontan

Entropie anschaulich: Würfelexperiment Aufgabe: Würfeln Sie während drei Minuten möglichst oft mit drei Würfeln. Notieren Sie in einer Tabelle, wie oft Sie jede mögliche Würfelsumme (3 bis 18) erreichen.

Würfelexperiment

27 Realisierungsmöglichkeiten Resultat Einzelne Würfelsummen werden viel häufiger gewürfelt als andere! Würfelsumme 3: sehr selten Würfelsumme 10: sehr häufig 1 1 1 1 4 5 4 1 5 4 5 1 5 4 1 1 5 4 5 1 4 2 4 4 4 2 4 4 4 2 1 3 6 1 6 3 3 1 6 3 6 1 6 1 3 6 3 1 3 4 3 3 3 4 4 3 3 2 2 6 2 6 2 6 2 2 2 5 3 2 3 5 3 2 5 3 5 2 5 3 2 5 2 3 1 Realisierungsmöglichkeit 27 Realisierungsmöglichkeiten

Würfelexperiment Zustände, die sich auf viele verschiedene Arten realisieren lassen, sind wahrscheinlicher und treten häufiger auf als Zustände, die sich nur auf wenige Arten realisieren lassen

Lösen eines Salzes NaCl (S) Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH = +4 kJ/mol ΔS = +139 J/K mol starke Zunahme der Entropie

Lösen eines Salzes - + lösen - + - + - + - + - + + - fest tiefe Entropie ‚eine‘ Realisierungsmöglichkeit unwahrscheinlich geordnet gelöst hohe Entropie viele Realisierungsmöglichkeiten wahrscheinlich ungeordnet Die Entropie nimmt zu, wenn aus unwahrscheinlichen / geordneten Zuständen wahrscheinlichere / ungeordnetere Zustände entstehen.

Kristalle 4 von 126 Anordnungen sind ‚Kristalle‘

Die Entropie nimmt zu Die Ordnung nimmt zu gasförmig flüssig flüssig fest wenige Teilchen wenige ‚Teilchen‘ gasförmig flüssig gelöst viele Teilchen flüssig flüssig + - Die Ordnung nimmt zu

Was bedeutet „spontan“? A + B C + D G ΔG<0 spontan AE < AE K > 1 Gl.gew. rechts ΔG=0 spontan AE = AE K = 1 Gl.gew. ausgeglichen ΔG>0 spontan AE < AE K < 1 Gl.gew. rechts

Gleichgewicht: kinetische Herleitung AE AE RG = RG k [A][B] = k [C][D] K = = k [C][D] k [A][B]

Gleichgewicht und Thermodynamik B

Gleichgewicht und Thermodynamik ‚Energie‘ A B △H exotherm

Gleichgewicht und Thermodynamik ‚Energie‘ A B H

Gleichgewicht und Thermodynamik ‚Energie‘

Mischungsentropie

Mischungsentropie x1

Gleichgewicht und Thermodynamik ‚Energie‘

Gleichgewicht und Thermodynamik ‚Energie‘

Gleichgewicht und Thermodynamik ∆G < 0 spontan ∆G < 0 spontan

Erzeugung elektrischer Energie Chem. Energie (Öl, Gas, Kohle) Wärme Kin.Energie el.Energie

Erzeugung elektrischer Energie Kin.Energie Chem. Energie (Öl, Gas, Kohle) Abwärme 60% 40% Wärme el.Energie

Wärmekraftmaschinen -ΔQT ΔS = < 0 Wärmequelle T Arbeit A -ΔQT Hauptsatz: -ΔQT + A = 0 A = ΔQT 2. Hauptsatz: ΔS = < 0 Diese Maschine verstösst gegen den 2. Hauptsatz

Wärmekraftmaschinen -ΔQT Wärmequelle T Arbeit A -ΔQT Wärmeabfluss t ΔQt Hauptsatz: -ΔQT +ΔQt+ A = 0 A = ΔQT – ΔQt 2. Hauptsatz:

Erzeugung elektrischer Energie Hauptsatz: -ΔQT +ΔQt+ A = 0 A = ΔQT – ΔQt = ΔQT - ΔQT 2. Hauptsatz: ΔQt = ΔQT Wirkungsgrad η T = 350 °C = 620 K t = 100 °C = 373 K Beispiel η = 1- = 0.38 = 38% Abwärme ΔQt = 62 % Arbeit A = 38 % η = = (ΔQT - ΔQT ) = 1 -

Erzeugung elektrischer Energie Redoxreaktion: Brennstoffzelle Kin.Energie Chem. Energie (Öl, Gas, Kohle) Abwärme 60% 40% Wärme el.Energie

einige Aufgaben Vergleichen Sie die Wirkung der Brennstoffe Kohle, Erdgas (CH4) und Erdöl (C9H20) in Bezug auf die Förderung der Klimaerwärmung durch CO2. Vergleichen Sie qualitativ (d.h. ohne Berechnungen) den ‚Kaloriengehalt‘ (Verbrennung mit Sauerstoff zu Wasser und Kohlendioxid) von Zucker (Glukose) und Fett aufgrund ihrer molekularen Struktur. In einer modernen Heizung werden die Abgase im Heizkessel soweit abgekühlt, dass das bei der Verbrennung entstehende Wasser kondensiert (Kondensationskessel). Warum? Berechnen Sie für eine Erdgasheizung (Methan, CH4) welche prozentuale Einsparung dieser Prozess bringt. Glukose Fett

einige Aufgaben Wieviele Liter Wasser kann man mit einer Kartusche eines Gaskochers (190 g Butan) theoretisch zum Kochen bringen. Treffen Sie notwendige Annahmen und suchen Sie allenfalls fehlende Angaben im Internet. Überprüfen Sie, ob die in der nebenstehenden Werbung gemachten Angaben bezüglich Treibstoffverbrauch und CO2-Ausstoss plausibel sind. Annahme: Benzin = Octan, C8H18

Literatur Peter. W. Atkins Wärme und Bewegung. Die Welt zwischen Ordnung und Chaos. Spektrum der Wissenschaften, 1986 Peter. W. Atkins, J.A. Beran Chemie einfach alles. Wiley - VCH, 1998 Peter. W. Atkins, Galileo's Finger: The Ten Great Ideas of Science, Oxford University Press 2003 Peter. W. Atkins, Chemie des Wandels, Spektrum Akademischer Verlag, 1991 Gareth Price, Thermodynamics of Chemical Processes, Oxford University Press 1998 Werner Känzig, Wärmelehre, vdf, 1992