Kann mir jemand den Unterschied zwischen der Wärme und der Enthalpie erklären. Ich verstehe es irgendwie nicht?

6 Antworten

Der Hauptunterschied zwischen Enthalpie und Wärme besteht darin, dass Enthalpie die Wärmemenge ist, die während einer chemischen Reaktion bei konstantem Druck übertragen wird, während Wärme eine Form von e ist.

Die Enthalpie ist eine thermodynamische Eigenschaft und wir können sie als H bezeichnen. Die mathematische Beziehung für diesen Begriff lautet wie folgt:

H = U + PV

Hier ist H Enthalpie, U ist innere Energie, P ist Druck, V ist das Volumen des Systems.

Danke. Du sagtest, Wärme sei eine Form von e? Was heißt das?

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Ich lasse mir das durch den Kopf gehen.

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Enthalpie ist eine Zustandgröße. (Die Zustandsgrößen beschreiben den aktuellen Zustand eines Systems und sind unabhängig davon, auf welchem Weg es zu diesem Zustand gekommen ist).

Wärme und Arbeit sind Prozessgrößen, die den Verlauf einer Zustandsänderung beschreiben.

Danke, ich lasse mir das durch den Kopf gehen.

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Zunächst mal die Gemeinsamkeit:

Beides sind thermische Energien und machen eine Mengenangabe zur Energie. Thermische Energien sind sie deshalb, weil die Energiemenge unter anderem von der Temperatur abhängt.

Nun zum Unterschied:

Wärme ist eine Energieform mit realem physikalischen Hintergrund. Definition: „Wärme ist die Energie, die alleine aufgrund eines Temperaturunterschiedes die Systemgrenze überschreitet.“

Das selbe gilt für die innere Energie, die ebenfalls einen realen physikalischen Hintergrund hat. Definition: „Innere Energie ist die Energie, die ein System alleine aufgrund seiner Temperatur hat.“

Die Enthalpie ist keine reale Größe mehr, sondern ein künstlicher und abstrakter Begriff, eine rein rechnerische Größe, die aber unheimlich praktisch bei der Berechnung von offenen Systemen oder stationären Fließprozessen (wie z.B. in einer Turbine oder bei chemischen Reaktionen) ist. Man sollte sich also nicht zu viele Knoten ins Hirn machen, um diesem Begriff eine praktische Vorstellung zuordnen zu wollen.

Unpraktischer Weg:

Warum Enthalpie so praktisch ist, führe ich am besten dadurch vor, dass ich zeige, wie unpraktisch die Rechnung mit den realen Größen innere Energie und Wärme bei chemischen Reaktionen wäre:

Ausgangspunkt aller Berechnungen wäre der 1. Hauptsatz der Thermodynamik (Energieerhaltungssatz):
∆U = Q + pdV
wobei pdV die Volumenänderungsarbeit darstellt.

Wollte man nun die Reaktionswärme Q ausrechnen, ergäbe das:
Q = ∆U - pdV

Die Probleme fangen schon mit ∆U an:
∆U = m * c * ∆T

c wäre die spezifische Wärmekapazität. Die ist zum einen für die Ausgangs- und Endprodukte verschieden, je nach Reaktion verändert sich auch die Molzahl pro kg, und c für ein Gemisch müsste man aus den einzelnen Komponenten herleiten. Dazu kommt, dass c auch noch temperaturabhängig ist, man also ein Funktion c = f(T) für jeden einzelnen Reaktiuonsteilnehmer einsetzen müsste und so schon mal direkt bei Differentialgleichungssystemen landet, die erstmal gelöst sein wollen.

Weiter gehen die Probleme mit der Bestimmung der Volumenänderungsarbeit. Nehmen wir an, wir verbrennen H2 mit O2 zu H2O. Dann sind die Verbrennungsgase extrem heiß und dehnen sich aus. Man müsste also das Volumen der Verbrennungsgase bei 1 bar Druck über das ideale Gasgesetz berechnen, um von der Änderung der inneren Energie diese Volumenänderungsarbeit abziehen zu können. Das Gleichungssystem wird noch komplizierter. Nun ist es bei isobaren chemischen Reaktionen in der Regel aber so, dass die bei 1 bar ablaufen und die theoretisch mögliche Volumenänderungsarbeit überhaupt nicht genutzt wird (wie z.B. im Zylinder eines Verbrennungsmotors), sondern einfach in die Umwelt wirkungslos entlassen wird. Man hätte also wahnsinnig viel Aufwand für nichts.

Jetzt wirds paraktisch:

Nun kommt die Enthalpie ins Spiel. Die kürzt den ganzen Rechenvorgang enorm ab. Den Nachteil, dass sie streng genommen den 1. Hauoptsatz verletzt, weil wir die Volumenänderungsarbeit schon mal völlig ignorieren, kann man in vielen Fällen in Kauf nehmen. Desweiteren kann man die sogenannte Standardbildungsenthalpie definieren, sodass alle Produkte und Edukte bei Standardbedingungen vorliegen. Die Standardbedingungen sind in der Chemie 0 °C und 1 bar Druck. Durch diese Standardbedingungen erspart man sich zusätzlich, die Temperaturabhängigkeit von c berücksichtigen zu müssen. Außerdem hat man die Möglichkeit, die molare Standarbildungsenthalpie zu benutzen, die eine Umrechnung von Mol in Masse überflüssig macht, wodurch sie bei chemischen Reaktionsgleichungen besonders bequem wird.

Ermittlung der Enthalpie:

Diese molare Standardbildungsenthalpie wird aber nun nicht mehr berechnet, weil man sich die oben angedeutet Rechnung nicht antun will und die durch diverse Annahmen und Rundungsfehler noch nicht einmal sehr genau wäre. Stattdessen wird diese an sich rein rechnerische Größe durch praktische Versuche in hochpräzisen Kalorimetern experimentell bestimmt und in Tabellenform veröffentlicht. Mit diesen Tabellenwerten lässt sich dann wunderbar und sehr einfach in der Praxis weiterrechnen und z.B. die Reaktionsenthalpie ∆H_r bestimmen:
∆H_r = H_produkte - H_edukte

Wie gesagt, der Vorteil liegt nun vor allem darin, dass diese Formel immer stimmt, völlig egal, auf welchem Weg die Reaktion stattfindet oder in welcher Form (Wärme, Arbeit) Energie während der Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird. Die Reaktionsenthalpie ist immer die Differenz der Bildungsenthalpien der Produkte und der Edukte.

Zusammenhang Innere Energie, Wärme und Enthalpie:

Der 1. Hauptsatz in seiner einfachsten Form lautete:
U = Q + pdV

Da wir bei der Enthalpie die Volumenänderungsarbeit einfach weglassen ergibt sich:
H - pdV = U
H = U + pdV

Für den Fall, dass keine nennenswerte Volumenänderung eintritt, also wenn keine Gase an der Reaktion beteiligt sind, wird pdV = 0 und in diesen Fällen gilt dann:
H = U + 0
und mit U = Q + 0:
H = Q

Woher ich das weiß:Studium / Ausbildung – Habe Thermodynamik im Hauptfach studiert.

Vielen Dank für diese ausführliche Darlegung. Ich versuche zu verstehen.

Beides sind thermische Energien und machen eine Mengenangabe zur Energie. Thermische Energien sind sie deshalb, weil die Energiemenge unter anderem von der Temperatur abhängt.

Vielen Dank für die Erkenntnis. Kann ich folgendes schreiben:

Die Enthalpie (Wärmeinhalt) gehört begriffsmäßig zur thermischen Energie(Oberbegriff), und die thermische Energie bezieht sich auf die Bewegung atomarer bzw. molekularer Teilchen in einer makroskopischen Materie. Die Enthalpie ist eine abstrakte Energieform (abstrakte Größe) die unteranderem für chemische Reaktionen eingeführt wurde, um die freiwerdende bzw. aufgenommene Energiemenge wertmäßig anzugeben.

Wärme ist eine Energieform mit realem physikalischen Hintergrund. Definition:  „Wärme ist die Energie, die alleine aufgrund eines Temperaturunterschiedes die Systemgrenze überschreitet .“

Meinst du mit "Systemgrenze überschreitet" den Transport bzw. Austausch von Energie beim thermischen Kontakt?

Danke, wenn du mir das beantworten könntest. Und über den Rest von dir denke ich noch etwas nach.

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@Soelller

Fast hätte ich dich vergessen...

und die thermische Energie bezieht sich auf die Bewegung atomarer bzw. molekularer Teilchen in einer makroskopischen Materie.

Das würde ich, wenns geht, lieber weglassen. Gründe:

1) Das gilt nur für ideale Gase, bei denen die Teilchen keine Kräfte gegeneinander haben.

2) In Feststoffen und Flüssigkeiten sowie realen Gasen mit Van-der-Waals-Kräften teilt sich die Innere Energie in Ekin der Teilchen und Epot der Teilchen auf. Wie ganu lässt sich aber kaum berechnen oder feststellen.

Meinst du mit "Systemgrenze überschreitet" den Transport bzw. Austausch von Energie beim thermischen Kontakt?

Das kann man so sagen.

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Die Enthalpie ist eine abstrakte Größe in der Physik, die für einige Rechnungen hilfreich ist. Nur unter bestimmten Bedingungen ist die Enthalpie aber anschaulich leicht zu verstehen: Hat man ein System in dem der Druck immer gleich bleibt und führt man dort einen Prozess aus, so ist die Enthalpie gleich der ausgetauschte Wärme.
Es gilt also: In den meisten Fällen ist die Enthalpie eine eher abstrakte Größe für Rechnungen. Im Falle eines Isobaren Prozesses ist sie aber das selbe wie Wärme.

Woher ich das weiß:Studium / Ausbildung – Ich befinde mich grade mitten in einem Physikstudium

Danke dir, ich versuche das mal zu verstehen.

Die Enthalpie ist eine abstrakte Größe in der Physik, die für einige Rechnungen hilfreich ist.

Alles klar, dann kann ich folgendes sagen:

Die Enthalpie (Wärmeinhalt) gehört begriffsmäßig zur thermischen Energie (Oberbegriff), und die thermische Energie bezieht sich auf die Bewegung atomarer bzw. molekularer Teilchen in einer makroskopischen Materie. Die Enthalpie ist eine abstrakte Energieform (abstrakte Größe) die unteranderem für chemische Reaktionen eingeführt wurde, um die freiwerdende bzw. aufgenommene Energiemenge wertmäßig anzugeben.

Nur unter bestimmten Bedingungen ist die Enthalpie aber anschaulich leicht zu verstehen:

Heißt das, dass sie unter anderen Bedingungen nicht anschaulich leicht zu verstehen ist? Ich habe mir gedacht, sobald man U = Q + pV nach Q umformt, so wird das Q automatisch zu H.

Q= U + pV

H= U + pV

Hat man ein System in dem der Druck immer gleich bleibt und führt man dort einen Prozess aus, so ist die Enthalpie gleich der ausgetauschte Wärme.

Wie genau kann man das mathematisch formelmäßig beschrieben?

Delta H = Delta U + p * Delta V

So?

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@Soelller

Zu ersterem: Ja, die Enthalpie ist eine Energieform. Sie ist aber nicht immer mit der abgegebenen Wärme gleichzusetzen. Im Falle von chemischen Reaktionen ist die Enthalpie aber gleich der abgegeben Wärme. Chemische Reaktionen verlaufen nämlich meist isobar!

Zum zweiten: Du verwendest die Formel U=Q-pV. Diese stimmt aber nicht. Es gilt U=Q+W. W ist aber nicht gleichzusetzen mit pV! Dementsprechend kannst du auch nicht umformen zu Q=H=U+pV.
Das führt leicht zu Verwechslungen. In der differentiellen Form gilt nämlich dU=dQ-pdV. Das bedeutet aber nicht zwangsläufig, dass auch U=Q-pV.

Zum dritten: Gehen wir von der allgemeinen Definition der Enthalpie aus H=U+pV. Nun bilden wir wieder das Differenzial:

dH=d(U+pV)=dU+d(pV) =dQ-pdV+pdV+Vdp =dQ+Vdp

Es gilt also dH=dQ+Vdp. Wenn nun der Druck konstant ist, gilt dass die Änderung des Druckes also dp=0. und somit dH=dQ. Im Falle konstanten Druckes ist also die Enthalpie gleich der Wärme.

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Hier ist es sehr schön erklärt: https://physics.stackexchange.com/questions/296741/what-exactly-is-enthalpy

Nochmal auf Deutsch: Enthalpie ist definiert als H=U+PV. Wenn der Weihnachtsmann einen Hasen herzaubert, muss er zwei Energiebeiträge liefern: U, die innere Energie des Hasen, und PV -- eine Zusatzenergie, die es braucht, um Moleküle der Luft auseinanderzuschieben, sodass der Hase Platz hat, um zu erscheinen.

Wie man merkt, ist H=U, wenn das Ganze im Vakuum stattfindet, der Druck also Null ist. Und auch wenn der Hase ein Punkthase ist, also ein Volumen von Null hat.

Woher ich das weiß:Studium / Ausbildung – Masterabschluss Theoretische Physik

Danke.

Und wenn der Druck nicht null wäre, dann wäre die Enthalpie wie zu unterscheiden von der Wärme? Dann wäre sie doch vom Druck her zu unterscheiden?

Also kann man sagen, dass der Unterschied zwischen Wärme und Enthalpie der ist, dass Wärme eben Wärme bleibt, solange da ein Druckunterschied herrscht, und falls der Druck null wird, dann bezeichnet man das nicht mehr als Wärme sondern als Enthalpie. Dann kann man ja sagen, dass die Enthalpie ein Spezialfall der Wärme darstellt oder?

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@Soelller

Wärme sollte man mit Enthalpie nicht vergleichen. Wärme ist eine Prozessgröße, also eine, die bei einem Prozess übertragen wird, so wie zum Beispiel auch die Arbeit, die bei einem Prozess verrichtet wird. Man erkennt solche Größen auch darin, dass sie keine totalen Differentiale besitzen, Differenzen da also mit delta Q statt mit dQ notiert werden.

Vergleichen kann man die Enthalpie mit der inneren Energie, beide sind Zustandsgrößen.

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