Elemente, Schulbuch

52 3 DIe CHeMISCHe ReAKTIOn Als Beispiel die Bildung von Chlorwasserstoff aus den Elementen: H 2(g) + Cl 2(g) → 2 HCl (g) ∆ H R ° = 2 • ∆ H B ° (HCl) = –184,6 kJ ⇒ exotherme Reaktion Die gesamte „Energiegewinnung“ aus fossilen Brennstoffen basiert auf der Umset- zung energetisch „hoch stehender“ Verbindungen in energetisch „mindere“ Produk- te wie Kohlenstoffdioxid und Wasser. Zur Charakterisierung des „Wertes“ einer Ver- bindung beim Heizen dienen die Reaktionsenthalpie der Verbrennungsreaktion und der Heizwert . Der Heizwert gibt die Energie an, die bei der vollständigen Verbren- nung von 1 kg eines Stoffes frei wird (Einheit: kJ/kg). Bei wasserstoffhältigen Ver- bindungen unterscheidet man zwischen dem oberen Heizwert H o (auch Brennwert genannt) und dem unteren Heizwert H u . Beim oberen Heizwert ist das Verbren- nungsprodukt Wasser flüssig, beim unteren gasförmig. Der untere Heizwert ist also um die Verdampfungswärme des gebildeten Wasserdampfes kleiner als der obere. Er ist die für praktische Berechnungen wichtigere Größe, da Wasser immer mit den Verbrennungsgasen als Wasserdampf entweicht. Für gasförmige Brennstoffe wird der Heizwert auch in kJ/m 3 bei Normalbedingungen angegeben. Beispiel: Bestimmung des Heizwertes von Ethanol: C 2 H 5 OH + 3 O 2 → 2 CO 2 + 3 H 2 O ∆ H = 2 • (–393,5) + 3 • (–241,8) + 277,6 = –1234,8 kJ n (Ethanol) = 1000 : 46 = 21,74 mol H u = ∆ H • n = –26843,5 kJ/kg ∆ H = 2 • (–393,5) + 3 • (–285,8) + 277,6 = –1366,8 kJ H o = ∆ H • n = –29713,0 kJ/kg (Heizwerte werden allerdings zumeist ohne negatives Vorzeichen angegeben.) Die aus dem täglichen Leben bekannten freiwillig ablaufenden Reaktionen sind fast immer exotherm. Dies führte zur Auffassung, dass der Antrieb für Prozesse das „Streben nach dem Energieminimum“ ist. Dies ist zwar ein prinzipiell richtiger Schluss, doch gibt es auch viele Beispiele für endotherme freiwillige Reaktionen, zB das Lösen mancher Salze (zB NH 4 Cl) in Wasser, die Zersetzung von N 2 O 5 , aber auch physikalische Vorgänge, zB das Verdunsten von Wasser. Es ist überhaupt das Vor- handensein von Gasen und Flüssigkeiten in unserer Umwelt ein Beweis, dass die Enthalpie nicht die einzige maßgebliche Größe für die Spontaneität von Reaktionen sein kann. Wenn das Streben nach Energieminimierung einzig entscheidend wäre, wären alle Stoffe unter Abgabe der Kondensations- bzw. Erstarrungswärme Fest- körper. Daher muss es noch einen weiteren Antrieb für Reaktionen geben, der en- dotherme Reaktionen gegen das Streben nach dem Energieminimum zum Ablaufen zwingt. Dieser Antrieb wird Entropie genannt. (Griech.: entrepein = umkehren) Verbrennung von Ethanol (Alkohol in alkoholischen Getränken): C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2(g) → 2 CO 2(g) + 3 H 2 O (l) ∆ H R ° = 2 • ∆ H B °(CO 2 ) + 3 • ∆ H B °(H 2 O) – – ∆ H B °(C 2 H 5 OH) ∆ H R ° = 2 • (–393,5) + 3 • (–285,8) – – (–277,6) = –1366,8 kJ ⇒ exotherme Reaktion Zersetzung von Distickstoffpentoxid: 2 N 2 O 5(s) → 4 NO 2(g) + O 2(g) ∆ H R ° = 4 • ∆ H B °(NO 2 ) – 2 • ∆ H B °(N 2 O 5 ) ∆ H R ° = 4 • (+33,8) – 2 • (–41,8) = 218,8 kJ ⇒ endotherme Reaktion Erdgas, Kohle, Benzin etc. CO 2 + H 2 O frei werdende Energie in Form von Wärme Reaktionsablauf Brennstoff + O 2 Enthalpie Abb. 52.2: Verbrennungswärme Abb. 52.1: Beispiele zur Berechnung der Reaktions- enthalpie ■ 52.1: Berechne den oberen und den unteren Heizwert von Benzen (C 6 H 6 )! ■ 52.2: Berechne die Reaktionsen- thalpie für die Erdgasspal- tung mit Wasserdampf für 1 mol Methan! CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2 ÜBUNGEN Brennstoff Heizwert in MJ/kg frisches Holz 6,8 trockenes Holz 14,4–15,5 Papier 15 Torf 15 Stroh 17 Brennstoff Heizwert in MJ/kg Holzpellets 18 Braunkohlebriketts 19,6 Braunkohlestaub 22 Steinkohlekoks 28,7 Altreifen 32 Benzin 40,1–41,8 Ethanol 26,8 Methanol 19,9 Diesel/Heizöl EL 42,5 Biodiesel 37 Altfett 36 Wasserstoff 120 Kohlenstoffmonoxid 10,1 Erdgas 38 Methan 50 Acetylen 48,2 Propan 46,3 Butan 45,7 Gichtgas 1,5–2,1 Abb. 52.3: Heizwerte einiger Brennstoffe Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv