Betrachten wir ein Beispiel für eine Standardenthalpieänderung:
Die Standardschmelzenthalpie ΔSmH°,
wie sie beim Übergang eines Feststoffes in den flüssigen Aggregatzustand
auftritt:
H2O(s) → H2O (l), ΔSmH° (273 K) = + 6,01 kJmol-1.
Es ist manchmal zweckmäßig, die Enthalpien sowohl bei der Temperatur des Phasenübergangs als auch bei Normaltemperatur zu kennen.
Ein anderes Beispiel ist die Standardverdampfungsenthalpie ΔVH°
ist die molare Differenz der Enthalpie, wenn eine Flüssigkeit bei
einem Druck von 0,1 MPa in einen Dampf unter einem Druck von 0,1 MPa überführt
wird, wie in
H2O(l) → H2O (g), ΔVH° = + 40,66 kJmol-1 bei 373 K.
Man kann Standardenthalpien bei jeder beliebigen Temperatur angeben, allerdings wird die Angabe thermodynamischer Daten bei 298,15 K, der Normaltemperatur, empfohlen.
Aus den Eigenschaften von H als Zustandsfunktion ergibt sich eine weitere Konsequenz: Die Standardenthalpieänderung eines Prozeses und seiner Umkehrung unterscheiden sich nur im Vorzeichen, nicht im Zahlenwert:
ΔH° (A → B) = - ΔH° (B → A).
Da bei 298 K beispielsweise die Verdampfungsenthalpie von Wasser + 44 kJmol-1 beträgt, mißt man als Kondensationsenthalpie bei derselben Temperatur - 44 kJmol-1 (Hurricanentstehung).
Ein drittes Beispiel in dieser Reihe ist die StandardsublimationsenthalpieΔSubH°
für den Übergang eines Feststoffes in den gasförmigen Aggregatzustand:
C (s, Graphit) → C(g), ΔSubH° (298 K) = + 716,68 kJmol-1 .
Die Enthalpie ist eine Zustandsfunktion - Änderungen der Enthalpie hängen nicht vom Weg ab, auf dem der Prozeß verläuft. Für eine bestimmte Bruttoreaktion erhält man immer denselben Wert ΔH, unabhängig davon, in welchen Teilschritten die Umwandlung im einzelnen erfolgt; einzige Voraussetzung sind gleiche Ausgangsstoffe und Produkte. So kann die Überführung eines Feststoffes in ein Gas entweder als Sublimation ablaufen,
H2O(s) → H2O(g), ΔSubH°,
oder in zwei Schritten (Schmelzen und anschließend Verdampfung der Flüssigkeit) vor sich gehen,
H2O(s) → H2O(l)
ΔSmH°
H2O(l) → H2O(g)
ΔVH°
insgesamt: H2O(s) →
H2O(g) ΔSmH°
+ ΔVH°.
Da man auf direktem Weg das gleiche Resultat wie auf dem indirekten Weg erzielt (festes Wasser geht in gasförmiges über), müssen auch die Gesamtänderungen der Enthalpie übereinstimmen, und wir können folgern
ΔSubH° = ΔSmH° + ΔVH°
(wenn beide Prozesse bei gleicher Temperatur ablaufen). Daraus folgt unmittelbar (da Schmelzenthalpien stets positiv sind), dass bei einer bestimmten Temperatur die Sublimationsenthalpie eines Stoffes stets größer als seine Verdampfungsenthalpie ist.
Die Standardlösungsenthalpie ΔLH°
ist die Änderung der Standardenthalpie bei der Auflösung einer
Substanz in einer vorgegebenen Menge eines Lösungsmittels. Die Lösungsenthalpie
bei unendlicher Verdünnung ist speziell die Enthalpieänderung,
die auftritt, wenn man eine unendlich kleine Substanzmenge löst und
alle Wechselwirkungen der gelösten Teilchen untereinander vernachlässigbar
klein werden. Für HCl erhält man
HCl(g) → HCl(aq), ΔLH° = -75,14 kJmol-1.
Es werden also 75,14 kJ Wärmeenergie freigesetzt, wenn man aus
1,0 mol HCl eine unendlich verdünnte Lösung herstellt. Für
KCl ist ΔLH° = 17,2
kJmol-1, d.h. es werden für 1 mol KCl 17,2 kJ verbraucht,
die Lösung kühlt sich ab. Die Tabelle faßt die verschiedenen
Arten Enthalpien zusammen, mit denen man in der Thermodynamik arbeitet.
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