Warum ist die Reaktionsenergie hier kleiner als die Reaktionswärme?
3 Antworten
Die Reaktionsenergie ΔU setzt sich zusammen aus der Reaktionsenthalpie ΔQ und der Volumenarbeit W.
In diesem falls reagieren zwei Gase zu einer Flüssigkeit: 2 H₂(g) + O₂(g) -> 2 H₂O(l). Das Volumen verringert sich. Der Luftdruck verrichtet Arbeit am System.
Ein Teil der Wärme kommt nicht aus der Reaktion, sondern aus dem Luftdruck.
Die Reaktion ist exotherm, es wird also mehr Wärme abgeben als benötigt wird. Bei einer exothermen Reaktion besitzen die Produkte eine geringere Enthalpie als die Edukte
Gibt ein System bei konstantem Druck die Wärme Q ab und verrichtet dabei die Arbeit W an der Umgebung, so ändert sich die innere Energie U. Die Summe aus W und Q ist die Änderung der inneren Energie ∆U (= Reaktionsenergie):
∆U = Q + W (1)
Im vorliegenden Fall reagieren Wasserstoff und Sauerstoff gemäß:
H2 + 1/2 O2 --> H2O
Ein Volumen Wasserstoff und ein halbes Volumen Sauerstoff reagieren zu einem Volumen Wasser. Es tritt somit während der Reaktion eine Verkleinerung des Volumens ein. Die damit einhergehende Volumenarbeit ist also
W = -p · ∆V (2)
weil sie während der Reaktion frei wird. Setzen wir das in Gleichung (1) ein, ergibt sich:
∆U = Q - p · ∆V
Da das Produkt p · ∆V immer positiv ist, muss zwangsläufig
∆U < Q
sein.
Da meine letzte Vorlesung in Thermodynamik jedoch ca. ein halbes Jahrhundert zurück liegt, übernehme ich keine Garantie für die Richtigkeit meiner Antwort.
aber warum ist die reaktionsenergie kleiner als die reaktionswärme?