2. Zustandgrößen

Diese schöne Definition macht uns anfangs noch ratloser!
Sie enthält aber den wichtigsten Grundgedanken dieser Theorie!
Wir befassen uns nur mit den Dingen der Welt, die wir unmittelbar mit unseren Sinnen erfahren können. Zweckmäßig waren dafür die Grundgrößen Druck, Volumen, Temperatur und Energie zu benutzen. Dazu kommt in der Chemie die Stoffmenge. Diese Größen werden in 100 Jahren immer noch dieselben sein. Vorstellungen zum atomaren Aufbau der Stoffe ändern sich im Laufe der Zeit. (Wir hatten zum Beispiel früher gesehen, dass immer neuere Atommodelle entwickelt wurden. Das Bohrsche Atommodell war bei der Entdeckung das "Non-plus-ultra", heute existieren wesentlich bessere Theorien!) Die makroskopische Theorie "Thermodynamik" bleibt damit unabhängig von weiteren Entdeckungen auf mikroskopischer Ebene gültig.

Druck, Volumen und Temperatur sind als direkt messbare Größen bekannt. Anstelle der Masse wird die Stoffmenge verwendet, weil damit die Gleichungen einfacher werden. (Die Stoffmenge zählt die Anzahl von Teilchen - das macht die Sache einfacher, als sich jedesmal zu überlegen, welche Masse die an Reaktionen beteiligten Teilchen besitzen.)

Der Energieinhalt eines Systems wird durch die innere Energie U beschrieben. Wenn sich bei Vorgängen die Energie ändert schreibt man ΔU.
(Bevor Sie jetzt zu viel grübeln, ... Genaueres im Kapitel 3!)
Normalerweise arbeiten wir Menschen nicht unter konstantem Volumen, sondern unter konstantem Druck! (Reaktionen führen wir zum Beispiel in einem Glaskolben durch, den wir nicht verschließen; konstant ist aber der herrschende Luftdruck.) Bei Prozessen unter konstantem Volumen macht U die weiteren Rechnungen einfacher, bei Prozessen unter konstantem Druck ist die neue Größe Enthalphie H besser geeignet.
Theoretisch wurde hergeleitet: H = U + PV bzw. für Änderungen ΔH = ΔU + P ΔV. Der Umgang mit dieser Formel ist für uns nicht wichtig, da wir keine theoretischen Berechnungen durchführen wollen.

Wenn wir diese Größe aus Tabellenwerten berechnen könnten, wäre das erste Ziel erreicht: Wir könnten für jeden Vorgang, also auch für jede chemische Reaktion, ohne lange Versuche vorhersagen, ob es dabei kälter oder wärmer wird und welche Temperaturänderung zu erwarten ist.
(... Genaueres im Kapitel 3!)

Für das Vorzeichen ist vereinbart worden: ("bezogen auf das System"!)

Man betrachtet die Änderung, die für das System erfolgt!
Zahlenbeispiel: Für die Reaktion C + O₂ CO₂ ist ΔH = - 394 kJ / mol.
Die Reaktion ist exotherm, die Stoffe geben als Folge der Reaktion Wärme an die Umgebung ab.

Für ein abgeschlossenes System (also ohne Energieaustausch) gilt der Energieerhaltungssatz:
Insgesamt kann keine Energie neu aus nichts entstehen oder zu nichts verschwinden; die Gesamtenergie bleibt konstant.
Wir wenden das auf das Beispiel der Verbrennung an. Wenn wir ein abgeschlossenes System "Zimmer, in dem ein Ofen steht" ansehen, geschieht das, was wir schon aus der Alltagserfahrung wissen: Die Energie, die das Teilsystem chemische Stoffe bei der Verbrennung abgibt, nehmen wir im Raum als Wärme auf. Wir haben leider noch nie erlebt, dass es im Zimmer warm wurde, wenn wir nicht heizen. (Was ist, wenn wir das Fenster öffnen? Die Gesamtenergie bleibt konstant, das System wird größer, wir geben die Wärmeenergie an unsere Umwelt ab.)

Für Energie-Zustandsgrößen wird ein Standardzustand als Bezugspunkt festgelegt:
T = 298,15 K (25 °C);
P = 1013 hPa (1013 mbar, 1 atm);
a = 1 (Aktivität = wirksame Stoffmengenkonzentration).
In der vollständigen Theorie kennzeichnet man den Standardzustand mit "°", schreibt also ΔH°, usw.
Alle Angaben auf diesen Webseiten beziehen sich auf den Standardzustand, das "°" wird also jeweils nicht mehr angeschrieben! 

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