Enthalpie: Warum ΔH=Q?

4 Antworten

Wir beginnen mit H = U + pV. Die differentielle Änderung sieht dann wie folgt aus:

dH = d(U+pV) = dU + pdVdp

Der Prozess ist isobar, daher ist die Druckänderung gleich null (dp = 0). Die Annahme kann man Treffen, da man das Lösung von Salz üblicherweise in einem zur Raumluft geöffneten System macht. Damit bleibt übrig:

dH = dU + pdV

Die innere Energie U setzt sich aus Volumenarbeit und Wärmeänderung zusammen: dU = dQ - pdV.

Wenn du nun beide Ausdrücke kombinierst, dann kommst du auf

dH = dQ - pdV + pdV = dQ.

Alles klar? ;)

Danke! Wenigstens eine richtige Antwort unter dieser Frage...

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Wenn keine Volumenarbeit vorliegt (pdV, sich also das Volumen nicht vergrößert hat), gilt trivialer Weise H=Q bzw. 

delta H = Q

Warum bleibt das Volumen konstant?

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@Johannax32

Es bleibt eigentlich nicht konstant, aber es ändert sich nur sehr wenig, so dass man in erster Näherung sagen kann, dass die Volumenarbeit null ist.

Beispiel: Du löst 20g NaCl (Dichte 2,16g/cm³) in 1000ml Wasser. Das Gesamtvolumen ist danach ca. 1000ml + 20g/2,16g/cm³ = 1000cm³ + 9,3cm³ = 1009,3cm³

Wie bereits geschrieben, es stimmt nur in erster Näherung.

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@Johannax32

Vergleich die Volumenänderung beim Lösen mal mit Reaktionen, bei denen Gase entstehen oder verschwinden.

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dH=q gilt für dp=0 nicht dV=0

Für dV=0 gilt dU=q

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@musicmaker201

Ja stimmt, ich habe einen Flüchtigkeitsfehler gemacht, weil die Frage ursprünglich anders formuliert war.

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Delta H=-Q eigentlich. Guck nochmal nach.

Wenn es wärmer wird wurde Energie frei, deshalb das negative Vorzeichen

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