Die Gesetze der Thermochemie

Thermochemische Gleichungen sind genau wie andere ausgeglichene Gleichungen, außer dass sie auch den Wärmefluss für die Reaktion angeben. Der Wärmestrom ist rechts neben der Gleichung mit dem Symbol ΔH angegeben. Die gebräuchlichsten Einheiten sind Kilojoule, kJ. Hier sind zwei thermochemische Gleichungen:

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (G); ΔH = +90,7 kJ

Thermochemische Gleichungen schreiben

Beachten Sie beim Schreiben von thermochemischen Gleichungen die folgenden Punkte:

1. Die Koeffizienten beziehen sich auf die Anzahl der Mole. Somit ist für die erste Gleichung -282,8 kJ ΔH, wenn 1 mol H ist₂O (l) wird aus 1 mol H gebildet₂ (g) und ½ Mol O.₂.
2. Die Enthalpie ändert sich für einen Phasenwechsel, daher hängt die Enthalpie einer Substanz davon ab, ob es sich um einen Feststoff, eine Flüssigkeit oder ein Gas handelt. Stellen Sie sicher, dass Sie die Phase der Reaktanten und Produkte mit (s), (l) oder (g) spezifizieren und achten Sie darauf, dass Sie das richtige ΔH aus der Wärme der Formationstabellen nachschlagen. Das Symbol (aq) wird für Arten in einer wässrigen Lösung verwendet.
3. Die Enthalpie einer Substanz hängt von der Temperatur ab. Idealerweise sollten Sie die Temperatur angeben, bei der eine Reaktion durchgeführt wird. Wenn Sie sich eine Tabelle der Formationswärmen ansehen, beachten Sie, dass die Temperatur von ΔH angegeben ist. Bei Problemen mit den Hausaufgaben wird, sofern nicht anders angegeben, eine Temperatur von 25 ° C angenommen. In der realen Welt kann die Temperatur unterschiedlich sein und thermochemische Berechnungen können schwieriger sein.

Eigenschaften thermochemischer Gleichungen

Bei der Verwendung thermochemischer Gleichungen gelten bestimmte Gesetze oder Regeln:

1. ΔH ist direkt proportional zur Menge einer Substanz, die reagiert oder durch eine Reaktion erzeugt wird. Die Enthalpie ist direkt proportional zur Masse. Wenn Sie also die Koeffizienten in einer Gleichung verdoppeln, wird der Wert von ΔH mit zwei multipliziert. Beispielsweise:
   1. H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ
   2. 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l); ΔH = -571,6 kJ
2. ΔH für eine Reaktion hat die gleiche Größe, ist jedoch im Vorzeichen entgegengesetzt zu ΔH für die Rückreaktion. Beispielsweise:
   1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (G); ΔH = +90,7 kJ
   2. Hg (l) + ½ O₂ (l) → HgO (s); ΔH = -90,7 kJ
   3. Dieses Gesetz wird üblicherweise auf Phasenänderungen angewendet, obwohl es zutrifft, wenn Sie eine thermochemische Reaktion umkehren.
3. ΔH ist unabhängig von der Anzahl der Schritte. Diese Regel heißt Heß'sches Gesetz. Es besagt, dass ΔH für eine Reaktion gleich ist, unabhängig davon, ob sie in einem Schritt oder in einer Reihe von Schritten auftritt. Eine andere Betrachtungsweise besteht darin, sich daran zu erinnern, dass ΔH eine Zustandseigenschaft ist, also unabhängig vom Reaktionsweg sein muss.
   1. Wenn Reaktion (1) + Reaktion (2) = Reaktion (3), dann ist ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂