Reaktionsenthalpie-Rechner

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So verwenden Sie den Reaktionsenthalpie-Rechner

1. 1. Schreiben Sie die ausgeglichene Gleichung mit Zuständen. Zum Beispiel CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(l). Setzen Sie Leerzeichen um +, verwenden Sie (g), (l), (s) oder (aq), und schreiben Sie Ionen als Na+ oder SO4^2-. Sie können auch in der Tabelle „+ Edukt“ oder „+ Produkt“ drücken, statt zu tippen.
2. 2. Beheben Sie markierte Stellen. Eine Spezies, die nicht in der Tabelle steht, wird benannt, und eine Spezies, die in mehreren Zuständen vorkommt, etwa Wasser, verlangt die Angabe des Zustands. Wenn Sie ihre ΔfH° kennen, fügen Sie sie mit @ selbst hinzu, wie in C8H18(l)@-250.1.
3. 3. Lesen Sie ΔH°rxn ab. Sie erhalten beide Summen, den Beitrag jeder Spezies und den Rechenweg. Das Werkzeug warnt, wenn die Gleichung nicht ausgeglichen ist, denn das Ergebnis skaliert mit den eingegebenen Koeffizienten.
4. 4. Fragen Sie nach einer realen Menge. Wählen Sie eine Spezies und eine Menge in mol oder Gramm, um die abgegebene oder aufgenommene Wärme zu erhalten. Wechseln Sie in den Modus nach dem Satz von Hess, um stattdessen bekannte Reaktionen zu addieren.

Die Formel

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(Produkte) − Σ m·ΔH°f(Edukte)

ΔH°f = 0 für ein Element in seinem Standardzustand

ΔH(netto) = Σ (Faktor × ±ΔH jedes Schritts)

Die Standardbildungsenthalpie ΔH°f ist die Enthalpieänderung, wenn sich ein Mol einer Verbindung aus ihren Elementen bildet, jedes in seiner stabilsten Form bei 1 bar und, in diesen Tabellen, bei 298,15 K. Da die Elemente selbst keine Änderung zur Bildung benötigen, ist ihr ΔH°f null: O₂(g), H₂(g), Br₂(l), Graphit und so weiter. Der Koeffizient n multipliziert jeden Wert, daher gilt das Ergebnis pro Mol Reaktion wie geschrieben; verdoppeln Sie jeden Koeffizienten, und ΔH°rxn verdoppelt sich.

Beispiel: Die Verbrennung von Methan

Für CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), mit ΔH°f-Werten von −74,6 für CH₄(g), −393,5 für CO₂(g) und −285,8 kJ/mol für H₂O(l):

• Produkte: 1 × (−393,5) + 2 × (−285,8) = −965,1 kJ
• Edukte: 1 × (−74,6) + 2 × 0 = −74,6 kJ
• ΔH°rxn = −965,1 − (−74,6) = −890,5 kJ pro Mol verbranntem CH₄

Das Vorzeichen zeigt, dass die Reaktion exotherm ist. Ändern Sie H₂O(l) in H₂O(g) mit −241,8 kJ/mol, und das Ergebnis wird −802,5 kJ: Die Differenz von 88,0 kJ ist die Wärme der Kondensation von zwei Mol Wasserdampf mit je 44,0 kJ. Deshalb sind die Zustandssymbole keine Dekoration — lassen Sie sie weg, und das Werkzeug fragt nach dem gemeinten Zustand, sobald eine Formel mehr als einen Eintrag hat.

Für eine reale Menge wählen Sie CH₄(g) unter „Wärme angeben für“ und geben 10 g ein. Die Molmasse beträgt 16,043 g/mol, also sind 10 g 0,6233 mol, und die abgegebene Wärme ist 0,6233 × 890,5 = 555,1 kJ. Ein zweites Beispiel: Glucose, C₆H₁₂O₆(s) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l), ergibt ΔH°rxn = 6(−393,5) + 6(−285,8) − (−1.273,3) = −2.802,5 kJ, oder etwa 155,6 kJ abgegeben pro 10 g.

Der Satz von Hess: bekannte Reaktionen kombinieren

Die Enthalpie ist eine Zustandsfunktion; die Enthalpieänderung einer Reaktion ist daher unabhängig vom Weg gleich, und die ΔH einer Zielreaktion ist die Summe der ΔH der Schritte, die sich zu ihr addieren. Drei Regeln decken jeden Fall ab: Kehren Sie eine Reaktion um und kehren Sie das Vorzeichen ihrer ΔH um; multiplizieren Sie eine Reaktion und multiplizieren Sie ihre ΔH mit derselben Zahl; addieren Sie die Ergebnisse und kürzen Sie Spezies, die auf beiden Seiten vorkommen.

Um ΔH für C(s) + ½O₂(g) → CO(g) zu finden, was sich nicht sauber messen lässt, weil immer etwas CO₂ entsteht, kombinieren Sie C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393,5 kJ, mit der Umkehrung von CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283,0 kJ. Das Umkehren macht aus −283,0 den Wert +283,0, und die Summe ist −393,5 + 283,0 = −110,5 kJ, was mit der tabellierten ΔH°f von CO übereinstimmt. Im Modus nach dem Satz von Hess geben Sie die ΔH jedes Schritts ein, wählen für den zweiten Schritt „umkehren“, und das Werkzeug erledigt die Rechnung. Es addiert die Zahlen, die Sie eingeben; ob sich die Schritte tatsächlich zur Zielgleichung addieren, prüfen Sie selbst.

Häufig gestellte Fragen

Wie lautet die Formel für die Reaktionsenthalpie aus Bildungsenthalpien?

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(Produkte) − Σ m·ΔH°f(Edukte), wobei n und m die Koeffizienten der ausgeglichenen Gleichung sind. Multiplizieren Sie jedes ΔH°f mit seinem Koeffizienten, addieren Sie die Produktseite und die Eduktseite getrennt und subtrahieren Sie die Edukte von den Produkten.

Warum ist die Bildungsenthalpie eines Elements null?

Bildung ist definiert als die Herstellung einer Verbindung aus ihren Elementen in deren Standardzuständen; ein Element im Standardzustand braucht also keine Änderung, um zu entstehen. O₂(g), H₂(g), Br₂(l) und Graphit sind null. Dasselbe Element in einer anderen Form ist es nicht: Diamant hat +1,9 kJ/mol und Ozon O₃(g) +142,7 kJ/mol.

Muss ich ΔHf mit den Koeffizienten multiplizieren?

Ja. Jedes ΔH°f in der Tabelle gilt für ein Mol, also bedeutet ein Koeffizient von 2 den doppelten Wert. Das Endergebnis ΔH°rxn gilt dann pro Mol Reaktion wie geschrieben, und halbieren Sie jeden Koeffizienten, halbiert sich die Antwort.

Was bedeutet ein negatives ΔH?

Ein negatives ΔH bedeutet, dass die Reaktion bei konstantem Druck Wärme an ihre Umgebung abgibt; sie ist exotherm. Ein positives ΔH bedeutet, dass sie Wärme aufnimmt; sie ist endotherm. Das Vorzeichen sagt nichts über die Geschwindigkeit, und allein entscheidet es nicht über die Freiwilligkeit, dafür braucht man ΔG.

Warum ändert der Zustand des Wassers das Ergebnis?

Flüssiges und gasförmiges Wasser haben unterschiedliche Bildungsenthalpien, −285,8 und −241,8 kJ/mol. Die Bildung von H₂O(l) setzt die zusätzlichen 44,0 kJ/mol frei, die bei der Kondensation abgegeben werden; dieselbe Verbrennung ist also exothermer, wenn das Wasser flüssig entsteht.

Warum weicht mein Ergebnis leicht von dem meines Lehrbuchs ab?

Handbücher tabellieren leicht unterschiedliche Werte, und manche runden auf die nächsten 0,1 oder 1 kJ/mol. Prüfen Sie, welche Tabelle Ihr Kurs verwendet, und geben Sie, falls Ihre Note davon abhängt, die Werte Ihres Buchs mit @ für jede Spezies ein.