Wann ist ΔH = ΔQ (Enthalpieänderung gleich Wärmeänderung)?
2 Antworten
1) H ist eine Zustandsgröße und da sich der Zustand eines Systems bei einem Prozess ändert, spricht man zurecht von ∆H.
2) Q ist keine Zustandsgröße, sondern eine Prozessgröße. Wärme ist die Energie, die die Systemgrenze alleine aufgrund eines Temperaturunterschiedes überschreitet. Das ist eine absolute Größe und keine Änderung eines Zustandes. Daher ist das ∆ vor Q zumindest überflüssig, aber eigentlich sogar falsch, weil vor Prozessgrößen nie ein ∆ steht.
3) ∆H = Q gilt bei allen Prozessen in offenen Systemen. Durch die Offenheit des Systems können Volumina entweichen, ohne den Druck zu ändern, der dem Umgebungsdruck entspricht und daher konstant bleibt. Oder einfacher formuliert:
∆H = Q gilt bei allen isobaren Prozessen
Nein, dann rechnet man mit der inneren Energie U. Es muss sich dann zwangsläufig um ein geschlossene System handeln.
∆Q hat mein Chemielehrer so aufgeschrieben
Auch Chemie- und Physikleherer haben nicht selten Probleme mit der Thermodynamik. Das ist nicht so ganz unüblich.
Aber ist nicht bei einem isochoren Prozess, der in einem geschlossenen System stattfindet, ∆U = Q? (Da keine Volumenarbeit stattfindet.) Wenn ∆H = ∆U und ∆U = Q, dann gilt doch auch ∆H = Q
Aber ist nicht bei einem isochoren Prozess, der in einem geschlossenen System stattfindet, ∆U = Q?
Ja, das stimmt.
(Da keine Volumenarbeit stattfindet.)
Genau deshalb.
Wenn ∆H = ∆U
Ja wenn...ist es bei einem isochoren Prozess aber nicht.
Für die absolute Enthalpie gilt:
H = U + pV
Bei einer isochoren Zustandsänderung gilt:
∆H = ∆U + ∆p*V
Sobald du soweit bist, dass du dir vor lauter Verwirrung unter Enthalpie gar nichts mehr vorstellen kannst, sage Bescheid. Dann werde ich dich an einen früheren Beitrag von mir verweisen:
https://www.gutefrage.net/frage/enthalpie-und-entropie#answer-424230150
Habe es jetzt verstanden. (Ich dachte vorher, ∆H = ∆U + p*∆V gelte sowohl für isochore als auch für isobare Systeme. Danke für die Aufklärung)
Allgemein gilt:
H = U + pv
Wenn man das differenziert (ableitet) ergibt sich:
dH = dU + p * dV + dp * V
Wenn man konstante (durchschnittliche) Änderungen annimmt, kann man vom Differential zur Differenz übergehen:
ΔH = ΔU + p * ΔV + Δp * V
Bei isochor wird ΔV zu 0 und es bleibt:
ΔH = ΔU + Δp * V
Bei isobar wird Δp zu 0 und es bleibt:
ΔH = ΔU + p * ΔV
Bei isobar und isochor würde das theoretisch bedeuten:
ΔH = ΔU
Da bei isobar Q = ΔH gilt, kann man sich unter der Enthalpieänderung in isobaren Systemen gut etwas vorstellen und es ergibt auch Sinn, dass sich über das Vorzeichen von ΔH beurteilen lässt, ob ein Prozess exotherm oder endotherm ist.
Lässt sich auch in isochoren Systemen über ΔH bestimmen, ob ein Prozess exotherm oder endotherm ist, obwohl Q dort ungleich ΔH ist? Oder wird das in isochoren Systemen über Q bestimmt (würde mehr Sinn machen, da exotherm / endotherm doch davon abhängt, ob der Prozess Wärmeenergie freisetzt oder verbraucht). Wenn dem so ist, was für einen Nutzen hat ΔH dann in isochoren Systemen
Lässt sich auch in isochoren Systemen über ΔH bestimmen, ob ein Prozess exotherm oder endotherm ist, obwohl Q dort ungleich ΔH ist?
Das müsste ich selber erst recherchieren, da das in die physikalische (bzw. chemische) Thermdynamik geht. Das ist dann nicht mehr mein Gebiet. Komme aus der technischen Thermodynamik.
Wenn sich die Gasmenge nicht ändert.
Ja, weil dann die TemperaturErhöhung größer ist, als wenn sich das entstehende Gas ausdehnen darf.
∆Q hat mein Chemielehrer so aufgeschrieben
Gilt ∆H = Q auch bei isochoren Prozessen, bei denen der Druck sich ändern kann?