Wie schreibt man Reaktionsenthalpie | molare Reaktionsenthalpie?

Erklärung für Reaktionsenthalpie | molare Reaktionsenthalpie

Die Reaktionsenthalpie Δ H R {\displaystyle \Delta H_{\mathrm {R} }} gibt die Änderung der Enthalpie im Verlauf einer Reaktion an, also den Energieumsatz einer bei konstantem Druck durchgeführten Reaktion (isobare Zustandsänderung). Nach dem Hess’schen Wärmesatz ist es – bei gleichem Endzustand – egal, auf welchem Weg die Reaktion stattfindet oder in welcher Form während der Reaktion Energie in Form von Wärme oder Arbeit aufgenommen oder abgegeben wird. Die Reaktionsenthalpie ist immer die Differenz der Bildungsenthalpien der Produkte und der Reaktanten: Δ H R = H P r o d u k t e − H R e a k t a n t e {\displaystyle \Delta H_{\mathrm {R} }=H_{\mathrm {Produkte} }-H_{\mathrm {Reaktante} }} Da die innere Energie von Stoffen, insbesondere (realen) Gasen, von der Temperatur und dem Druck abhängig ist, können Energiebilanzen verschiedener Reaktionen nur dann direkt miteinander verglichen werden, wenn man sich auf gleiche Außenbedingungen bezieht. Dazu verwendet man meist Standardbedingungen, seltener Normalbedingungen. Die Reaktionsenthalpie unter Standardbedingungen heißt Standardreaktionsenthalpie Δ H R 0 {\displaystyle \Delta H_{\mathrm {R} }^{0}} . In der Chemie wird meistens die molare Reaktionsenthalpie verwendet, bei der die Reaktionsenthalpie auf die Stoffmengen der zugrundegelegten Reaktionsgleichung (vgl. Umsatzvariable und Formelumsatz) bezogen wird. Die Einheit der molaren Reaktionsenthalpie ist dementsprechend Joule pro Mol ( J m o l ) {\displaystyle {\bigl (}\mathrm {\tfrac {J}{mol}} {\bigr )}} . Bildungsenthalpien von organischen Substanzen können sehr gut mit der Benson-Methode berechnet werden. Als Reaktionsenergie wird der Energieumsatz bezeichnet, wenn die Reaktion bei konstantem Volumen abläuft (isochore Zustandsänderung). Der Unterschied zur Reaktionsenthalpie entspricht der Arbeit (Verschiebungsarbeit), die bei konstantem Druck mit der Volumenänderung verbunden ist.

Quelle: wikipedia.org