Physikalische Chemie. Peter W. Atkins

von Cl(g)] 5. Bildung des Kristalls aus dem Gas –ΔH_G / (kJmol^–1) 6. Zersetzung der Verbindung +437 [negative Bildungsenthalpie von KCl(s)]

      Da die Summe aller Enthalpieänderungen null sein muss, erhalten wir aus

      für die Gitterenthalpie ΔH_G = +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 Δ_RH^⦵ angeben. Für die Verbrennung von Methan ist das

      Die Standardreaktionsenthalpie einer allgemeinen Reaktion 2A + B → 3C+ D ist

      wenn die molare Standardenthalpie der Substanz J bei der jeweiligen Temperatur ist. Δ_RH^⦵ ist ebenfalls eine molare Größe, weil in diesem Ausdruck die molaren Enthalpien stehen. Um die Angabe 'pro Mol' bei einer Reaktionsenthalpie zu verstehen, sehen wir uns die stöchiometrischen Koeffizienten in der Gleichung an: Das 'pro Mol' in Δ_RH^⦵ bedeutet offensichtlich „pro 2 mol A", „pro mol B“, „pro 3 mol C“ bzw. „pro mol D“. Allgemein gilt

      [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 Δ_CH^⦵ 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