für die Gitterenthalpie ΔHG = +717 kJmol–1.
Abb. 2.19 Der Born–Haber-Kreisprozess für KCl bei 289 K. Alle Enthalpieänderungen in kJ mol–1.
Einige auf diesem Weg bestimmte Gitterenthalpien sind in Tabelle 2-5 angegeben. Große Werte findet man für hoch geladene, kleine Ionen, da diese einen geringen Abstand voneinander haben und einander stark anziehen. Den quantitativen Zusammenhang zwischen der Gitterenthalpie und der Kristallstruktur untersuchen wir in Abschnitt 19.1.6.
Tabelle 2.5 Gitterenthalpien bei 298 K.*
| Substanz | ΔHG/(k]mol–1) |
| NaF | 787 |
| NaBr | 751 |
| MgO | 3850 |
| MgS | 3406 |
* Weitere Werte im Tabellenteil am Ende des Buches.
Die Enthalpien chemischer Reaktionen
Nun wenden wir uns den Enthalpieänderungen zu, die bei chemischen Reaktionen auftreten. Für ihre Angabe gibt es zwei grundsätzliche Möglichkeiten. Wir können die thermochemische Gleichung als Kombination der Reaktionsgleichung und der zugehörigen Enthalpieänderung formulieren:
Hier ist ΔH⦵ die Enthalpieänderung beim Übergang von den Reaktanten in ihren Standardzuständen zu den Produkten in deren Standardzuständen:
reine, getrennte Reaktanten in den Standardzuständen → reine, getrennte Produkte in den Standardzuständen
Mit Ausnahme ionischer Reaktionen in Lösung können die Enthalpieänderungen beim Mischen und Trennen der Substanzen gegenüber der Reaktionsenthalpie vernachlässigt werden. Im Fall der Verbrennung von Methan bezieht sich die Standardenthalpie aufdie vollständige Reaktion von 1 mol CH4 in Form des reinen Gases bei 0.1 MPa mit 2 mol O2 in Form des reinen Gases zu 1 mol CO2 in Form des reinen Gases bei 0.1 MPa und 2 mol reinem flüssigem Wasser bei 0.1 MPa; angegeben ist der Zahlenwert bei 298.15 K.
Alternativ können wir die Reaktionsgleichung formulieren und dazu die Standardreaktionsenthalpie ΔRH⦵ angeben. Für die Verbrennung von Methan ist das
Die Standardreaktionsenthalpie einer allgemeinen Reaktion 2A + B → 3C+ D ist
wenn
[2.32]
wobei die molaren Enthalpien jeweils mit dem zugehörigen (dimensionslosen und positiven) stöchiometrischen Koeffizienten v multipliziert wurden.
Für Standardenthalpien einiger besonders wichtiger Reaktionen werden spezielle Namen verwendet. So ist die Standardverbrennungsenthalpie ΔCH⦵ die Standardreaktionsenthalpie der vollständigen Oxidation einer organischen Verbindung zu gasförmigem CO2 und flüssigem H2O (wenn die Substanz nur C, H, O enthält) sowie gasförmigem N2 (wennauchStickstoffinderVerbindungvorkommt). Ein Beispiel ist die Verbrennung von Glucose:
Das bedeutet: Wenn 1 mol C6H12O6 unter Standardbedingungen bei 298 K verbrannt wird, wird eine Wärmemenge von 2808 kJ freigesetzt. Einige weitere Werte finden Sie in Tabelle 2-6.
Tabelle 2.6 Standardbildungs- und -verbrennungsenthalpien organischer Verbindungen bei 298K.*
| Substanz | ΔBH⦵/(kJ mol–1) | ΔCH⦵/(kJ mol–1) |
| Benzol, C6H6(l) | + 49.0 | –3268 |
| Ethan, C2H6(g) | –84.7 | –1560 |
| Glucose, C6H12O6(s) | –1274 | –2808 |
| Methan, CH4(g) | –74.8 | –890 |
| Methanol, CH3OH(l) | –238.7 | –726 |
* Weitere Werte im Tabellenteil am Ende des Buches.
Der Satz von Hess
Die Standardenthalpien komplexer Reaktionen kann man durch geeignete Kombination der Enthalpien einfacherer Teilreaktionen bestimmen. Dieser Satz von Hess ist eine spezielle Anwendung des Ersten Hauptsatzes der Thermodynamik:
Die Standardenthalpie einer Reaktion ist gleich der Summe der Standardenthalpien einer Folge von Reaktionen, in die die betreffende Reaktion formal zerlegt werden kann.
