05 Thermodynamik der Verbrennung - Hochschule Furtwangenneutron/download/lehre/natgru/05... · 15.06.2016 2 1.0.1 Komplexe Verbrennungsvorgänge Fluidmechanik Akkustik Regelungstechnik

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Thermodynamik der Verbrennung

S. Prys

Bildquelle: spiegel online

1.0 Verbrennungsprozesse

• Verbrennungsprozess lassen sich beschreiben durch:

Chemische Prozesse

Thermodynamische Prozesse

Kinetische Prozesse

Transportprozesse

Zündprozesse

Reaktionsmechanismen

Strömungstheorie

Eigenschaften von Flammen

Eigenschaften von Brennstoffen

Abgase

…

Bildquelle: wikipedia

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1.0.1 Komplexe Verbrennungsvorgänge

Fluidmechanik

Akkustik

Regelungstechnik

Chemie Thermodynamik Kinetik

Verbrennung

1.1 Verbrennungsreaktionen

Brennstoffoxidation:

– Irreversible Reaktion

– Exotherme Reaktion

z.B. Kohleverbrennung:

C +O2 CO2 ↑das Gas entweicht …

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1.1.1 Reversible und irreversible Reaktionen

• Chemische Reaktionen:

Austausch bzw. Umlagerung von Atomen

Edukte Produkte

• Reversible Reaktion: A+B C+D

– Z.B. Säure-Base Gleichgewichte

• Irreversible Reaktion: A+B C+D

– Z.B. Verbrennungsreaktionen

1.1.2 Exotherme und endotherme Reaktionen

• Exotherme Reaktion:

Bei der Reaktion wird (Wärme)energie an die Umgebung

abgegeben

A reaction for which the overall standard enthalpy change is

negative (IUPAC Definition)

• Endotherme Reaktion:

Damit die Reaktion ablaufen kann, muss kontinuierlich Energie

zugeführt werden

A reaction for which the overall standard enthalpy change is

positive (IUPAC Definition)

http://goldbook.iupac.org/E02269.html

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1.1.2.1 Endotherme Reaktion

Endotherm

Reaktion mit der Enthalpieänderung: H0f,298 >0

e.g.

)()(2)( 289298 lCSsSsC kJH

t

E Aktivierungsenergie

+ H

1.1.2.2 Exotherme Reaktion

Exotherm

Reaktion mit der Enthalpieänderung : H0f,298 < 0

e.g.

t


- H

)()()( 3,96298 sFeSsSsFe kJH

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1.1.2.3 Verbrennungsenthalpie

H = U + p.V H = U + pV + VpKonstanter Druck !

H = Enthalpie U = innere Energie

p = Druck V = Volumen

Reaktionsenthalpie der Verbrennungsreaktion:

Hc0 (Standardverbrennungsenthalpie) = Enthalpieänderung,

die auftritt, wenn ein Stoff unter O2-Überschuss (O2-Überdruck) und Standardbedingungen (101,325 kPa und 25 °C) vollständig verbrennt

Verbrennungswärme HS: |Hc0 | = HS

1.1.2.4 Verbrennung von Propan mit O2 - Überdruck

Autoklavenreaktion:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)

−103,2 kJ/mol 5* 0 kJ/mol 3* −393,5 kJ/mol 4* −285,8 kJ/mol

molMJHHi

cici /22,200

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1.1.2.5 Verbrennung von Propan mit O2 - Normaldruck

Verbrennung bei offener Brennerflamme:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

−103,2 kJ/mol 5* 0 kJ/mol 3* −393,5 kJ/mol 4* −241,8 kJ/mol

molMJHHi

cici /04,200

1.1.3 Aktivierungsenergie

• Aktivierungsenergie

energetische Barriere vor Reaktionsablauf

je niedriger die Barriere, desto schneller die Reaktionsgeschwindigkeit

intrinsic activation energy

threshold energy

Potential energy gap between reactants and the transition state,

sometimes involving the zero point energies, but usually not.

See also: critical energy

http://goldbook.iupac.org/T06366.html

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1.1.4 IUPAC Levels

http://goldbook.iupac.org/E02269.html

1.1.5 Edukte, Produkte

A1 + A2 A3 + A4

A1,A2 = Edukte (Ausgangsstoffe)

z.B. Brennstoff und Oxidator

A3,A4 = Produkte (Endstoffe)

z.B. Verbrennungsprodukte

„Heißgas“ wenn aus der Flamme keine Wärme abgeführt wird (adiabatische Verbrennung)

„Abgas“ (Rauchgas) wenn Verbrennungsprodukte an die Umwelt abgegeben werden

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1.1.6 Schreibweisen

Eine chemische Reaktion

reduziert sich zu

0:

0:

0

......11

i

k

iii

nnkkjj

Edukte

Produkte

A

AAAA

Für chemische Reaktionen

1.2 Zwischenprodukte

A1 + A2 {A1A2} A3 + A4

Brennstoffabbau reaktive Radikale Produktmoleküle

stabile Endprodukte

t


+ H

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1.3.1 Mengenangaben 1

V

ncndichteStoffmenge

MxMGemischeseinesMassemolaremittlere

MMassemolare

n

nxiKomponentederMolenbruch

niKomponentederStoffmenge

nStoffmenge

ii

i

ii

i

:

:

:

:

1.3.2 Mengenangaben 2

V

mteMassendich

m

mxhMassenbruc

miKomponenteStoffmasse

mStoffmasse

i

ii

i

:

:

:

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1.3.3.1 Übung 1

1a Wie ist die Zusammensetzung von Luft ?

1b Wie groß ist dass mittlere Molekulargewicht von Luft ?

?

1.3.3.2 Lösung 1a

Bestandteil Molmasse Volumen % Massen %

Stickstoff 28,020 78,090 75,730

Sauerstoff 32,000 20,950 23,140

Argon 39,940 9,300E‐01 1,280E+00

Neon 20,180 1,821E‐03 1,050E‐03

Helium 4,003 5,240E‐04 7,240E‐05

Krypton 83,800 1,140E‐04 3,300E‐04

Xenon 131,300 8,700E‐06 3,900E‐05

Luft 28,970

Spurengase

CO2, CH4, H2, O3, N2O, NH3, etc..

Quelle:

Roeder, W; Wagner, T.; Physik unserer Umwelt ‐ Die Atmosphäre; 4. Auflage; Springer Verlag 2011

Zusammensetzung der wasserdampffreien Atmosphäre

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1.3.3.3 Lösung 1b

Mittleres Molekulargewicht Luft = 0,78084*2*14,0067+0,20947*2*15,9994 + 0,00934*39,948 + 0,00035*(12,011+2*15,9994) = 28,97 g/mol

Molvolumen bei 298 K = 24,47 Liter pro molLuftdichte bei 298 K = 1,18364 g/Liter

Luft

1.3.4 Reaktionstypen I

Elementarreaktionen

• Reaktion, die auf molekularer Ebene abläuft wie in Reaktionsgleichung

z.B. OH° + H2 H2O + H°

Bruttoreaktionen

• Summe von Elementarreaktionen z.B. 2 H2 + O2 2 H2O

H2 → H° + H° Kettenstart

H° + O2 → OH° + O° Kettenwachstum

O° + H2 → OH° + H°

OH° + H2 → H2O + H°

H + O2 → HO2

HO2 + HO2 → H2O2 + O2 Kettenabbruch

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1.3.5 Reaktionstypen 2

• Unimolekulare Reaktion

Zerfall einer Verbindung (Zerfallskinetik 1. Ordnung)

A A1 + A2 + …

• Bimolekulare Reaktion

Zweikomponentenreaktion (Zerfallsgesetz 2. Ordnung)

A1 + A2 A3 + A4 + …

][][

Akdt

Ad

][][][

2111 AAk

dt

Ad

1.4 Brennstoffe & Oxidatoren

• Brennstoffe sind Stoffe, welche beim Brennvorgang oxidiert werden. In den Brennstoffmolekülen kann chemisch gebundener Sauerstoff vorliegen

– Alkohole, Dimethylether, …

• Oxidatoren sind Stoffe, welche beim Verbrennungsvorgang Sauerstoff für die Brennstoffoxidation liefern

– O2, N2O4, …

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1.4.1 Vollständige Verbrennung

• Betrachtetes System Brennstoff:

– C,H, O (reaktive Elemente)

– N (inerte Elemente)

– Oxidation von S im Brennstoff (Schadstoff: Schwefeldioxid)

– unvollständige Oxidation von N (Schadstoff: Stickoxide)

• Grad der chemischen Umsetzung: vollständige Oxidation (ausreichende Oxidatormenge)

– keine unvollständige Verbrennung

– keine partielle Oxidation (Oxidatormangel)

– keine Vergasung (Oxidatormangel und Wasserzugabe)

– keine Pyrolyse (keine Zersetzung von Brennstoffen)

Quelle: TU-München – Skript – Prof. Dr. Sattelmayer / Dipl. Ing. Schwing

1.4.2 Unvollständige Verbrennung

Entstehung von Kohlenmonoxid

• Ausreichend Sauerstoff vorhanden:

C + O2 CO2

• Unzureichend Sauerstoff vorhanden:

2C + O2 2 CO

CO2 + C 2 CO

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1.4.3 Stöchiometrische Mischung mit O2

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O stöchiometrisch

2 H2 + O2 2 H2O stöchiometrisch

3 H2 + O2 2 H2O + H2 fett

1 H2 + ½ O2 H2O

1 = Molzahl H2 (Brennstoff) für vollständige Verbrennung

= Molzahl O2 (Oxidator) für vollständige Verbrennung

= ½

Molenbruch des Brennstoffs der stöchiometrischen O2-Mischung

3/22/3

1

1

1,

rischstöchiometBrennstoffx

1.4.4 Stöchiometrische Mischung mit Luft

Luft: ~ 21 % O2 79 % N2 1 %

xO2 = 0,21 1/xO2 = 4,762 Anteile Luft pro Anteil Sauerstoff

xN2 = 0,79 xN2/xO2 = 3,762 Anteile Stickstoff pro Anteil Sauerstoff

1 H2 + ½ O2 + ½ . 3,762 N2 H2O + ½ . 3,762 N2

= ½

Molenbruch des Brennstoffs der stöchiometrischen Luft-Mischung:

OsNsrischstöchiometN

BsOsrischstöchiometOxidator

Bs

BsrischstöchiometBrennstoff

xxx

xxx

molx

xx

762,3

%6,29296,0381,3

1

762,45,01

1

762,41

1

,2

,

,

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1.5 Teilprozesse

• Flammentypen

• Mischung der Reaktanden

• Zündung

• Flammenausbreitung oder -fortpflanzung

• Flammenstabilisierung

• Reaktionsablauf

• Gemischaufbereitung bei flüssigen und festen Brennstoffen


1.5.1 Flammentypen

• Diffusionsflamme: nicht vorgemischte Flamme

– Hier laufen Verbrennungsvorgänge ab, bei denen die Gemischbildung und die Reaktion sich zeitlich überlappen

– Turbulent: z.B. Kohlestaubverbrennung, Flugzeugturbine, Diesel-Motor

– Laminar: z.B. Holzfeuer, Kerze, Strahlungsbrenner

• Vormischflamme: vorgemischte Flamme

– Hier laufen Verbrennungsvorgänge ab, bei denen die Gemischbildung und die Reaktion nacheinander stattfinden

– Turbulent: z.B. Otto-Motor, stationäre Gasturbine

– Laminar: z.B. flache Flamme, Bunsen-Flamme

Quelle: Warnatz, Maas, Dibble: Verbrennung – Springer Verlag

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1.5.2 Diffusionsflamme

• Nicht vorgemischte Flamme / Ablauf:

– chemische Umsetzung im Bereich der stöchiometrischen Mischung

– i.A. hohe Verbrennungstemperaturen

• Vorteile

– breiter Betriebsbereich

– günstiges Löschverhalten

– hohe Betriebssicherheit wegen Gemischbildung im Brennraum

– Steuerung der Freisetzung der Reaktionsenthalpie über die Mischung

• Nachteile

– Rußbildung wegen Reaktionsbeginn in Luftmangelzonen

– Stickoxidbildung bei hohen Temperaturen


1.5.3 Vormischflamme

• Vorgemischte Flamme / Ablauf:

– chemische Umsetzung im Bereich bei gewähltem Mischungsverhältnis

– Verbrennungstemperaturen über Luftüberschuss steuerbar

• Vorteile

– keine Rußbildung wegen Reaktion bei Luftüberschuss (Vorverdampfung bei Flüssigbrennstoffen)

– Reduktion der Stickoxidbildung durch Begrenzung der Verbrennungstemperatur (Betrieb direkt an der unteren Verbrennungsgrenze)

• Nachteile

– plötzliches Löschen

– Betriebssicherheit kritisch wegen

– Selbstzündung während der Mischung

– Flammenrückschlag in die Mischzone

– thermoakustischen SchwingungenQuelle: TU-München – Skript – Prof. Dr. Sattelmayer / Dipl. Ing. Schwing

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1.5.4 Mischung, Mischsequenz


1.5.5 Zündung

A + B {AB} C + D

Zündung Thermodynamisches Gleichgewicht


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2.0 Thermodynamische Größen

• Innere Energie

internal energy: Quantity the change in which is equal to the sum of heat Q brought to the system and work W performed on it, also called thermodynamic energy U = Q + W

• Enthalpie

enthalpy: Internal energy of a system plus the product of pressure and volume. Its change in a system is equal to the heat brought to the system at constant pressure

• Entropie

entropy: Quantity the change in which is equal to the heat brought to the system in a reversible process at constant temperature divided by that temperature. Entropy is zero for an ideally ordered crystal at 0 K

http://goldbook.iupac.org

2.1 Zustandsgröße Innere Energie U

• Als innere Energie U bezeichnet man den in einem Medium gebundenen Energiebetrag

– kinetische Energie der Gasmoleküle

– potentielle Energie (Anziehungs-/Abstoßungskräfte) in Festkörpern / Verbindungen

– jede Energie, die nicht durch Bewegung des Körpers als Ganzes verändert werden kann

• Die innere Energie ist eine Zustandsgröße

Energiegehalt

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2.1.1 Innere Energie 2

Für Systeme aus einem Stoff "i" in einer Phase gilt:

Ui ~ ni

U: Innere Energie = extensive Zustandsgröße !

U = U1 + U2n = n1 + n2V = V1 + V2

System 1

System 2

Gesamtsystem

U = U(T,V,n)

Additive Größe


• Die Änderung der inneren Energie hängt nur von der relativen Lage des End- und Anfangszustandes ab, nicht aber vom Weg !

Q = Wärme

W = Arbeit

p

V

U1

U2

U1 U2Q+W

0U

WQU

Wegunabhängige Größe

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• Thermische Energie des Systems

– Ungeordnete Teilchenbewegung

– Kinetische Energie der Teilchen Ekin = 3/2 k.T

– Wärmemenge Q = n.Cm.T

– Q = n.Cm.T = N.Ekin

• Volumenarbeit

– Gasexpansion: W = -p.V

– Gaskompression: W = p.V

Bei konstantem Volumen gilt: U = Q

Energiegehalt: Wärmemenge + Volumenarbeit

2.1.4 Zustandsgleichungen

Ek = 3/2.k.T kinetische Energie

• Ek mittlere kinetische Energie eines Gasmoleküls.k Boltzmannkonstante (k = 1,38.10-23 J.K-1)T absolute Temperatur

U = 3/2.N.k.T kalorische Zustandsgleichung

• U Innere Energie N Anzahl der Teilchen k Boltzmannkonstante T absolute Temperatur

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2.1.4.1 Übung 3

Wie groß ist die innere Energie bei einem Mol He bei 20°C ?

?

2.1.4.2 Lösung 3

Wie groß ist die innere Energie bei einem Mol He bei 20°C ?

kJU

U

KTK

JkN

TkNU

7,3

J3657,52815,29310381,110023,62

3

15,29310380658.110023,6

2

3

2323

2323

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2.2 Zustandsgröße Enthalpie H

Bei konstantem Druck entspricht die Enthalpie der Wärmemenge des Systems

Bei isobaren chemischen Reaktionen beschreibt die Reaktionsenthalpie den Wärmeumsatz der chemischen

Reaktion chemische Thermodynamik

QH

VpVpQVpUH

ahmeVolumenzunconstp

pVVpUH

VpUH

Wärmegehalt

2.2.1 Reaktionsenthalpien

Aus dem 1. Hauptsatz folgt für Reaktionen bei V=const

Aus der Definition der Enthalpie folgt für Reaktionen bei p= const

Somit gilt:

iiiR

iiiR UUHH

VpUpVVpUH

QVpQWQU

Reaktionswärme

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2.2.2 Standardbildungsenthalpie

• Definition: reine Elemente im stabilen Zustand haben bei T=298 K und p= 1 bar eine Standardbildungsenthalpie von 0 [kJ/mol]

Beispiel: ½ O2 (g) O (g)

H0Reaktion = H0

f,298 = 249,2 kJ/mol

2.2.3 Standardbildungsenthalpienund -entropien 1

Stoff M [g/mol] cp [J/Kkg] cmp [J/Kkg] cmV [J/Kkg] H0f,298 [kJ/mol] S0f,298 [J/mol.K]

He (g) 4,0026 5,1931 20,785902 12,471902 1,6666 0,0000 126,1500

Ne (g) 20,1790 1,0299 20,782352 12,468352 1,6668 0,0000 146,3280

Ar (g) 39,9480 0,5203 20,784944 12,470944 1,6667 0,0000 154,8430

Kr (g) 83,8000 0,2480 20,782400 12,468400 1,6668 0,0000 164,0820

Xe (g) 131,2900 0,1583 20,783207 12,469207 1,6668 0,0000 169,6830

O2 (g) 31,9988 0,9174 29,355059 21,041059 1,3951 0,0000 205,1380

H2 (g) 2,0159 14,2980 28,823338 20,509338 1,4054 0,0000 130,6840

Quelle:

Ahrendts, J.: Kabelac, S.; Technische Thermodynamik; Springer‐Vieweg Verlag 2014

Molare Masse, spezifische isobare Wärmekapazität, molare Bildungsenthalpie

und molare absolute Entropie bei Standardbedingungen

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H2O (g) 18,0153 1,8638 33,576916 25,262916 1,3291 ‐241,8180 188,8250

H2O (l) 18,0153 4,1790 75,285939 ‐ ‐ ‐285,8300 69,9100

F2 (g) 37,9968 0,8238 31,301764 22,987764 1,3617 0,0000 202,7800

Cl2 (g) 70,9060 0,4782 33,907249 25,593249 1,3249 0,0000 223,0660

HF (g) 20,0063 1,4562 29,133174 20,819174 1,3993 ‐271,1000 173,7790

HCl (g) 36,4610 0,7987 29,121401 20,807401 1,3996 ‐92,3070 186,9080

S (rhombisch) 32,0660 0,7061 22,641803 ‐ ‐ 0,0000 31,8000

Quelle:






SO2 (g) 64,0650 0,5755 36,869408 28,555408 1,2912 −296,8300 248,2200

SO3 (g) 80,0640 0,6329 50,672506 42,358506 1,1963 −395,7200 256,7600

H2S (g) 34,0820 1,0044 34,231961 25,917961 1,3208 ‐20,6300 205,7900

N2 (g) 28,0134 1,0397 29,125532 20,811532 1,3995 0,0000 161,6100

NO (g) 30,0061 0,9946 29,844067 21,530067 1,3862 90,2500 210,7600

NO2 (g) 46,0055 0,8086 37,200047 28,886047 1,2878 33,1800 240,0600

N2O (g) 44,0128 0,8736 38,449582 30,135582 1,2759 82,0500 219,8500

Quelle:




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25


Stoff Formel Aggregatzustand H0f,298 S0298

[kJ/mol] [J/mol.K]

Sauerstoff, molekular O2 g 0 205,04

Sauerstoff, atomar O g 249,2 160,95

Ozon O3 g 142,4 238,8

Wasserstoff, molekular H2 g 0 130,57

Wasserstoff, atomar H g 218 114,6

Wasser H2O g ‐241,81 188,72

Wasser H2O l ‐285,83 69,95

Kohlenstoff, Graphit C s 0 5,74

Kohlenstoff, Diamant C s 1,895 2,38

Kohlenstoff C g 716,6 157,99

Kohlenmonoxid CO g ‐110,53 197,56

Kohlendioxid CO2 g ‐393,5 213,68

Quelle:J. Warnatz; Verbrennung: Physikalisch‐Chemische Grundlagen, … ; Springer Verlag 2012

2.2.6.1 Übung 4

• Wie groß sind die Standardreaktionssenthalpien bei folgenden Reaktionen:

(a) C +O2 CO2 (Graphit)

(b) 2C + O2 2 CO (Graphit)

(c) CO2 + C 2 CO (C gas)

(d) CO2 + C 2 CO (Graphit)

• Sind diese Reaktionen endotherm oder exotherm ?

?

?

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2.2.6.2 Lösung 4

(a) H = -393,5 - 0 - 0 = - 393,5 kJ/molexotherm

(b) H = 2* (-110,53) - 0 - 0 = - 221,06 kJ/molexotherm

(c) H = 2* (-110,53) - (-393,15 + 716,6) = - 544,16 kJ/molexotherm

(d) H = 2* (-110,53) - (-393,15 + 0) = + 172,09 kJ/mol

endotherm

2.2.7 Bildungsenthalpien bei beliebigen Temperaturen

Wegen dU = dQ + dW folgt:

KIRCHHOFFsches Gesetz:

T

K

pKT

T

K

pKT

p

T

K

VKT

V

dTTCHH

dTTCHH

dTTCdQdH

constpfür

dTTCUU

dTTCdQdU

constVfür

298

298

298

298

298

298

)(

)(

)(

)(

)(

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27

2.2.8 MAIER-KELLY-Gleichung

Für Cp(T) gilt näherungsweise die MAIER-KELLY-Gleichung:

Bei kleinen Temperaturunterschieden T2 – T1 gilt näherungsweise:

HT2 = HT1 + Cp(T) .T

Bei großen Temperaturunterschieden T2 – T1 muss die MAIER-KELLY-Gleichung integriert werden !

2)( TcTbaTCp

2.2.8.1 Integration der MAIER-KELLY-Gleichung

298

11)298(

2

1)298()(

298

11)298(

2

1)298()(

)()(

)(

)()()()(

)()()()(

)()(

)(

22

298

22

298

298

2

298

2

2

,,,

,

2

TcTbTadTTc

TcTbTadTTc

dTTcTbadTTc

TcTbaTc

TcycxczTbybxbzayaxazTc

TcyTcxTczTc

TcTc

TcTbaTc

zZyYxX

T

p

T

p

TT

p

p

yxzyxzyxzp

ypxpzpp

ipi

ip

p

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28

2.2.9 Große Temperaturunterschiede

Bei größeren Temperaturunterschieden T2 – T1 wird das KIRCHHOFFSCHe Gesetz vollständig integriert unter Verwendung der

MAIER-KELLY-Gleichung

298

11)298(

2

1)298(

)(

22298

298

298

TcTbTaH

dTTCHHT

pT

2.2.10 Mayer-Kelly Daten 1

Material M [g/mol] a [J.mol-1.K-1] b [J.mol-1.K-2] c [J.mol-1.K]

He 4,0026 20,79 0 0

Ne 20,18 20,79 0 0

Ar 39,948 20,79 0 0

Kr 83,798 20,79 0 0

Xe 131,29 20,79 0 0

Quelle:

G. M. Barrow; Physikalische Chemie; Bohmann‐Vieweg Verlag 1979

Temperaturabhängigkeit von cp bei Edelgasen [J.mol‐1.K‐1]

cp = a + bT + cT ‐2

von 298 ‐ 2000 K

15.06.2016

29



S 32,0660 22,0100 4,2000E‐04 ‐1,5100E+05

H2 2,0159 27,2800 3,2600E‐03 ‐5,0000E+04

O2 31,9988 29,9600 4,1800E‐03 ‐1,6700E+05

N2 28,0134 28,5800 3,7600E‐03 ‐5,0000E+04

S2 64,1320 36,4800 6,7000E‐04 ‐3,7600E+05

CO 28,0100 28,4100 4,1000E‐03 ‐4,6000E+04

F2 37,9968 34,5600 2,5100E‐03 ‐3,5100E+05

Cl2 70,9060 37,0300 6,7000E‐04 ‐2,8400E+05

Quelle:


von 298 ‐ 2000 K

Temperaturabhängigkeit von cp bei mehratomigen Gasen [J.mol‐1.K‐1]

Cp = a + bT + cT ‐2



Br2 159,8080 37,3200 5,0000E‐04 ‐1,2500E+05

I2 253,8000 3,4000 5,9000E‐04 ‐7,1000E+04

CO2 44,0090 44,2200 8,7900E‐03 ‐8,6200E+05

H2O 18,0148 30,5400 1,0290E‐02 0,0000E+00

H2S 34,0758 32,6800 1,2380E‐02 ‐1,9200E+05

NH3 17,0307 29,7500 2,5100E‐02 ‐1,5500E+05

CH4 16,0426 23,6400 4,7860E‐02 ‐1,9200E+05

TeF6 241,5880 148,6600 6,7400E‐03 ‐2,9290E+06

Quelle:


Temperaturabhängigkeit von cp bei mehratomigen Gasen [J.mol‐1.K‐1]

Cp = a + bT + cT ‐2

von 298 ‐ 2000 K

15.06.2016

30



I2 253,8000 80,3300 0,0000E+00 0,0000E+00

H2O 18,0148 75,4800 0,0000E+00 0,0000E+00

NaCl 58,4400 66,9400 0,0000E+00 0,0000E+00

C10H8 128,1732 79,5000 4,0750E‐01 0,0000E+00

Quelle:


Temperaturabhängigkeit von cp bei Flüssigkeiten [J.mol‐1.K‐1]

Cp = a + bT + cT ‐2

vom Schmelzpunkt bis zum Siedepunkt



C (Graphit) 12,0110 16,8600 4,7700E‐03 ‐8,5400E+05

Al 26,9820 20,6700 1,2380E‐02 0,0000E+00

Cu 63,5460 22,6300 6,2800E‐03 0,0000E+00

Pb 207,2000 22,1300 1,1720E‐02 9,6000E+04

I2 253,8000 40,1200 4,9790E‐02 0,0000E+00

NaCl 58,4400 45,9400 1,6320E‐02 0,0000E+00

C10H8 128,1732 115,9000 9,3700E‐01 0,0000E+00

Quelle:


Temperaturabhängigkeit von cp bei Festkörpern [J.mol‐1.K‐1]

Cp = a + bT + cT ‐2

von 298 K bis zum Schmelzpunkt bzw. 2000 K

15.06.2016

31

2.2.14.1 Übung 5

Die Standardbildungsenthalpie H0298 für die Bildung von Methan nach:

CGraphit + 2 H2,Gas CH4, Gas

beträgt -74,81 kJ

Wie groß ist die Reaktionsenthalpie bei

a.) 1000 K ?

b.) 393 K ?

c.) 303 K ?

?

2.2.14.2 Lösung 5a

molkJ

CHH

c

b

aCHHCHH

iii

iii

iii

/298

1

1000

110))5,0(2)54,8(92,1(

)2981000(5,010)26,3277,486,47(

)2981000()28,27286,1664,23(1081,74)(

298

1

1000

1

29810002

1

)2981000()()(

5

223

34

01000

22

402984

01000

(a)

?

15.06.2016

32

2.2.14.3 Lösung 5a / 5b

molkJ

CHH

CHH

/17,78

298

1

393

1762000

2983930,018285

)298393(78,471081,74)(

kJ/mol94,65

298

1

1000

1762000

29810000,018285

)2981000( 78,471081,74)(

22

34

0393

22

34

01000

(a)

(b)

2.2.14.4 Lösung 5c

298 K 303 K

HT2 = HT1 + Cp(T) . T

Cp(CH4) = 23,64 + 4,786E-02 . T – 1,92E+05 . T-2

Cp(T) = (23,64 + 4,786E-02 . 303 – 1,92E+05 . 303-2) -

(23,64 + 4,786E-02 . 298 – 1,92E-05 . 298-2)

= = 0,31

H303 = -74,81 + . kJ/mol

(c)

15.06.2016

33

2.2.14.5 Beispiel: Reduktion von SiO2

Herstellung von RohsiliziumElektrischer Ofen mit Kohleelektroden

14 kWh / kg Si !!!

Reduktion = Elektronenaufnahme

kJHCOSiCSiO K 69522 21002100

2

Oxidation = Elektronenabgabe

2.2.14.6 Beispiel: SiHCl3 Synthese

Oxidation Silizium zu SiHCl3

kJHHSiHClHClSi K 2183 60023600

15.06.2016

34

2.3 Zustandsfunktion Entropie S

„Wandlungsgehalt“z.B. BROWNsche Molekularbewegung & Raumerfüllungsprinzip

• Maß für die Irreversibilität eines Vorganges Maßeinheit [J/K]

• für ein System (ideales Gas) ohne Wärmeverluste gilt:

• Reversibler Prozess : S = const Irreversibler Prozess: S > 0

• Q keine Zustandsfunktion !

• Q/T Zustandsfunktion: Wärmezufuhr pro Temperatur

= reduzierte Wärme

T

VpU

T

QS

„Unordnungsgehalt“

2.3.1 Entropiezunahme

System vorher: E1,S1 T>0 System nachher: E1,S2, T = 0, S2 > S1

Einstellung eines thermischen Gleichgewichts

Selbstlaufender (asymmetrischer) Prozess

15.06.2016

35

2.3.2 Entropieabnahme

• In abgeschlossenen Systemen ist S ≥ 0

in abgeschlossenen Systemen kann die Entropie nicht abnehmen

(2. Hauptsatz der Thermodynamik)

• In einem idealen Kristall bei 0 K ist S = 0

den absoluten Nullpunkt kann man nie erreichen

(3. Hauptsatz der Thermodynamik)

2.3.3 BOLTZMANNs Gesetz

Die Entropie eines Systems ist um so höher, je größer die Wahrscheinlichkeit ist, mit welcher der Zustand des Systems realisiert werden kann:

k = Boltzmann Konstante

P = Wahrscheinlichkeit eines Systemzustandes

W = Wahrscheinlichkeitsverhältnis zweier Systemzustände

PkS

wkS

ln

ln

15.06.2016

36

2.3.3.1 Übung: Adiabatische Expansion 1

Wie groß ist die Änderung der Entropie, wenn eine Volumenarbeit inForm einer adiabatischen Expansion von 1 m3 nach 2 m3 für 40 MolHe geleistet werden soll wobei der Druck p dabei von 105 Pa auf dieHälfte absinkt ?

Adiabatische Änderung: Q = 0

0300

0

][300314,840

2105:

][300314,840

110:

4

5

T

QS

KRn

VpTTRnVpnachher

KRn

VpTTRnVpvorher

2.3.3.2 Übung: Adiabatische Expansion 2

Wie groß ist die Änderung der inneren Energie, wenn eineVolumenarbeit in Form einer adiabatischen Expansion von 1 m3 nach2 m3 für 40 Mol He geleistet werden soll wobei der Druck p dabei von105 Pa auf die Hälfte absinkt ?


kJJpVVpU

KRn

VpTTRnVpnachher

KRn

VpTTRnVpvorher

150][105,110511100

][300314,840

2105:

][300314,840

110:

545

4

5

15.06.2016

37

2.3.3.3 Übung: Isotherme Expansion

kJU

JU

pVVpQWQU

KkJK

J

T

QS

150

][105,1105,1103105,01110103

/11000300

103

555555

5

Wie groß ist die Änderung der Entropie, wenn eine Volumenarbeit inForm einer isothermen Expansion von 1 m3 auf 2 m3 für 40 Mol Hebei 300 K geleistet werden soll; dazu muss eine Wärmemenge von300 kJ zugeführt werden ? Wie groß ist die Änderung der innerenEnergie wenn der Druck p dabei von 105 Pa auf die Hälfte absinkt ?

Isotherme Änderung: T = 0

2.3.3.4 Übung: Isotherme Kompression

kJU

JU

pVVpQWQU

KkJK

J

T

QS

150

][105,1105,1103105,01110103

/11000300

103

555555

5

Wie groß ist die Änderung der Entropie, wenn eine Volumenarbeit inForm einer isothermen Kompression von 2 m3 auf 1 m3 für 40 Mol Hebei 300 K geleistet werden soll; dazu muss eine Wärmemenge von300 kJ abgeführt werden ? Wie groß ist die Änderung der innerenEnergie wenn der Druck p dabei von 0,5 .105 Pa sich verdoppelt ?

Isotherme Änderung: T = 0

15.06.2016

38

2.3.3.5 Übung: Adiabatische Kompression

Wie groß ist die Änderung der inneren Energie, wenn eineVolumenarbeit in Form einer adiabatischen Kompression von 2 m3 auf1 m3 für 40 Mol He geleistet werden soll, wenn der Druck p dabei von0,5.105 Pa sich verdoppelt ?


kJJpVVpU

KRn

VpTTRnVpnachher

KRn

VpTTRnVpvorher

150][105,1105,021105,00

][300314,840

110:

][300314,840

2105,0:

555

5

5

2.3.4 Reaktionsentropien

Umwandlung von Arbeit in Wärme: Arbeit kann vollständig in Wärme umgewandelt werden, Wärme kann aber nicht vollständig in Arbeit umgewandelt werden !

3. Hauptsatz

00

:)(0

elirreversibreversibel

elirreversibreversibel

dSdS

SystemsenesabgeschlosQfürT

QdS

T

QdS

iiiR

T

SSntropieReaktionse

uckStandarddrbeiStropieStandarden

S

:

:

0lim

0

0

15.06.2016

39

2.3.4.1 Übung 8

• Wie groß sind die Reaktionsentropien bei folgenden Reaktionen bei 298 K:

(a) C +O2 CO2 (Graphit)

(b) 2C + O2 2 CO (Graphit)

(c) CO2 + C 2 CO (C solid)

Sind diese Reaktionen reversibel oder irreversibel ?

?

2.3.4.2 Lösung 8

(a) S = 213,68 - 5,74 - 205,04 = 2,9 J/mol.Kirreversibel

(b) S = 2* (197,56) - 2*5,74 - 205,94 = 178,6 J/mol.Kirreversibel

(c) S = 2* (-197,56) - (157,99+213,68) = 23,45 J/mol.Kirreversibel Boudouard-Gleichgewicht

15.06.2016

40

2.4 Das Prinzip von Le Chatelier

Henry Le Chatelier & Ferdinand Braun zwischen 1884 – 1888:

• Übt man auf ein chemisches System im Gleichgewicht einen Zwang aus, so reagiert es so, daß die Wirkung des Zwanges minimal wird.

• „Zwänge“ = Änderungen von T, p, n

• T-Erhöhung die exotherme Reaktion wird zurückgedrängt bzw. umgekehrt.

• p-Erhöhung die volumenverkleinernde Reaktion wird gefördert bzw. umgekehrt.

• n-Erniedrigung Gleichgewichtssystem reagiert, indem dieses Produkt nachproduziert wird.

Das Prinzip vom kleinsten Zwang

2.4.1 Temperaturänderung

Wärmeentzug begünstigt die exotherme Reaktion

Wärmezufuhr begünstigt die endotherme Reaktion

Beispiel: Gasgemisch mit Gleichgewicht zwischen braunem Stickstoffdioxid und farblosem Distickstofftetroxid:

T-Erhöhung (V=const.) endotherme Richtung

Gleichgewicht verschiebt sich nach links Gasgemisch wird dunkler

T-Erniedrigung (V=const.) exotherme Richtung

Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts Gasgemisch wird heller

endothermmolkJHexothermmolkJH

ONNO

/58/58

2 422

15.06.2016

41

2.4.2 Druckänderung

Ein Gleichgewichtssystem reagiert unter Druck so, dass die Teilchenanzahl der Druckänderung entgegenwirkt.

Beispiel: Herstellung von Ammoniak im Haber-Bosch-Verfahren aus Stickstoff und Wasserstoff:

4 Gasmoleküle (Eduktseite) 2 Gasmoleküle (Produktseite)

p-Erhöhung System verschiebt sich auf die volumenverkleinernde Seite (weniger Molekülen)

p-Erhöhung Bildung von Ammoniak wird begünstigt

Beim Haber-Bosch-Verfahren: ca. 450 MPa Druck durchgeführt.

322 23 NHHN

Quelle: http://www.chemie.de

2.4.3 Partialdruck

Bei Gemischen verschiedener, nicht miteinander reagierender, idealer Gase A, B, C, D usw. ist der Gesamt-Dampfdruck der Mischung gleich der Summe der Partialdrücke der Bestandteile. Der Partialdruck des Gases A ist derjenige Druck, den es ausüben würde, wenn es im Gesamtraum des Gasgemisches allein vorhanden wäre

Daltonsches Partialdruckgesetz:

pA = xA ⋅ pgesamt

pA = Partialdruck der Komponente A,

xA = Stoffmengenanteil der Komponente A

pGesamt = Gesamtdruck

15.06.2016

42

2.4.4 Stoffmengenänderung

Das Gleichgewicht reagiert auf Konzentrationsänderungen !

Beispiel:

Veresterung von Carbonsäuren bzw. Hydrolyse von Carbonsäureestern

Carbonsäure in Alkohol System zunächst nicht im Gleichgewicht

Zugabe Katalysator Bildung der Produkte, wenig Edukte übrig

Erhöhung von [H2O] (Wasserzugabe) Erniedrigung von [R‘-OH] (Abdestillieren )

umgekehrte Reaktion

]'[][

][]'[

''

2

2

OHRCOOHR

OHCOORRK

OHCOORROHRCOOHR

Quelle: http://www.chemie.de

2.5 Das Boudouard-Gleichgewicht

mol

kJH

mol

kJH

mol

kJHCOCCO

COB

COB

B

5,393

5,110

5,1722

2,0

,0

2

Octave Leopold Boudouard (1872–1923)

Gleichgewicht zwischen CO2 und CO

T-Erhöhung mehr Produktep-Erhöhung mehr Edukte

Bildquelle: Wikipedia

15.06.2016

43

2.5.1 Partialdruck-Gleichgewicht

Gleichgewichtsreaktion

Gleichgewichtskonstante einer heterogenen Reaktion:

Der Dampfdruck über einem Feststoff ist eine Konstante !

2

2

2

2

2

2

2

][][

][

5,1722

CO

COp

CCO

CO

B

p

pK

pp

p

CCO

COK

mol

kJHCOCCO

2.5.2 Generator- und Wassergas

Generatorgas

• Technisches Gasgemisch, das bei Vergasung von Kohle im Gemisch mit Wasserdampf entsteht nach der Gleichung CO2 + C → 2 CO

• Schwachgas mit einem mittleren Heizwert von 5 MJ/m3,

• Zusammensetzung: 29,0 % CO, 55 % N2, 10,5 % H2 und 5,5 % CO2

• Früher als technisches Brenngas verwendet und im Stadtgas enthalten

• Verbrennung wird durch das Boudouard-Gleichgewicht beschrieben

Wassergas

• Industriegas, das bei der Vergasung von festen Brennstoffen –hauptsächlich Steinkohle, Koks und Braunkohle – mit Wasserdampf und Luft entsteht nach der Gleichung C + H2O → CO + H2 −118,5 kJ/mol

15.06.2016

44

2.6 Reaktionswärme Q

• Resultiert aus kinetischer und potenzieller Energie der Teilchen

• Übertragung von Wärme – mit einer Temperaturänderung verbunden– mit Phasenübergang verbunden– von einem System auf ein anderes erfolgt stets in Richtung

zur geringeren Temperatur.

• Wärme ist keine Zustandsgröße !

][JSTQ

2.6.1 Spezifische Wärmekapazität

"spezifische Wärme„ist jene Energiemenge, die man benötigt, um 1 kg eines Stoffes um 1° C zu erwärmen

Q Wärmemenge C Wärmekapazität [J / K]c spezifische Wärmekapazität m Masse des KörpersT TemperaturdifferenzEinheit: [c] = 1 J.kg-1.K-1

mcCTmcTCQ

15.06.2016

45

2.7 Freie Energie

• Als freie Energie F bezeichnet man den Teil der Energie eines Systems, der in Arbeit umsetzbar ist.

• Nutzarbeitsfähigkeit eines thermodynamischen Systems

F = freie Energie

U = innere Energie

T = Kelvin Temperatur

S = Entropie

STUF

2.8 Freie Enthalpie

Als freie Enthalpie G oder Gibbssches Potential bezeichnet man

G = freie Enthalpie H = Enthalpie

U = innere Energie T = Kelvin Temperatur

S = Entropie p = Druck

V = Volumen

0

G

STVpUSTHG

15.06.2016

46

2.8.1 Freie Reaktionsenthalpie

• Reaktionsenergie– Endotherme Reaktion H > 0 nimmt Wärme auf– Exotherme Reaktion H < 0 gibt Wärme ab

• Reaktionsumkehrbarkeit– Reversible Reaktion: S = 0 A+B C+D

z.B. Säure-Base Gleichgewichte– Irreversible Reaktion S > 0 A+B C+D

z.B. Verbrennungsreaktionen

• Reaktionsrichtung– Endergonische Reaktion G > 0 unfreiwillig– Exergonische Reaktion G < 0 freiwillig

Überblick

2.8.2 Reaktionsrichtung

H S Vorwärtsrichtung

Exotherm H < 0 Zunahme S > 0 + G < 0

Exotherm H < 0 Abnahme S < 0 + if |TS| < |H|

Endotherm H > 0 Zunahme S > 0 + if TS > H

Endotherm H > 0 Abnahme S < 0 - G > 0

STHG

15.06.2016

47

2.8.2.1 Beispiel G

• 6 C (s) + 3 H2 (g) C6H6 (l) G298 = + 124 kJ

• C6H6 (l) 6 C (s) + 3 H2 (g) G298 = - 124 kJ

• 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O G298 = - 959,42 kJ

2.9 Hauptsätze der Thermodynamik

Kohärente Teilchenbewegung Inkohärente Teilchenbewegung

Arbeit Energie

1. Wärme lässt sich in Arbeit umwandeln2. Die vollständige Umwandlung gelingt nur am absoluten Nullpunkt3. Der absolute Nullpunkt ist aber nicht erreichbar

15.06.2016

48

2.9.1 1. Hauptsatz der Thermodynamik

• Die Energie eines abgeschlossenen Systems bleibt erhalten. Dies gilt für alle Formen der Energie, seine Wärme kann sich aber ändern !

• U = const.

• ΔU = δQ + δW

• Es gibt keine periodisch arbeitende Maschine, die Arbeit leistet, ohne andere Energie aufzunehmen es gibt kein Perpetuum Mobile 1. Art *

*Alter Erfahrungssatz: bereits 1775 beschloss die französische Akademie der Wissenschaften derartige Vorschläge von Erfindern nicht mehr zu prüfen !

Energieerhaltungsprinzip


• Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik ist ein Wahrscheinlichkeitssatz: Ein System geht von unwahrscheinlichen zu wahrscheinlichen Zuständen über

• In einem abgeschlossenen System nimmt die Entropie bei irreversiblen (realen von selbst ablaufenden) Vorgängen immer zu.

• Wärme geht nicht von selbst von einem kalten auf einen warmen Körper über

• Es gibt keinen Vorgang der nichts weiter bewirkt als die Abkühlung eines Wärmereservoirs und Erzeugung von äquivalenter mechanischer Arbeit

• Ein höherer thermischer Wirkungsgrad als der des Carnot-Prozesses ist nicht möglich

• Es gibt kein Perpetuum Mobile 2. Art

Entropiezunahmeprinzip

15.06.2016

49


Nernst Theorem

Für alle reinen Stoffe gilt am absoluten Nullpunkt:

Für reine Stoffe herrscht am Nullpunkt absolute Ordnung

Der absolute Temperaturnullpunkt lässt sich nie erreichen !!!

0

1ln

0

S

kS

T

Unerreichbarkeitsprinzip

2.9.3.1 Übung 9

Die Hauptsätze der Thermodynamik beschreiben und regeln die 4 Zustandsgrößen:

Innere Energie U

Enthalpie H

Freie Enthalpie G

Entropie S

Diskutieren Sie

und ordnen Sie diese Größen den jeweiligen Hauptsätzen zu !?

15.06.2016

50

2.9.3.2 Lösung 9

Die Hauptsätze der Thermodynamik beschreiben und regeln die 4 Zustandsgrößen:

Innere Energie U Enthalpie H Freie Enthalpie G Entropie S

Diskutieren Sie

und ordnen Sie diese Größen den jeweiligen Hauptsätzen zu !

• 0. HS G

• 1. HS H, U

• 2. HS H, S

• 3. HS S

?

3.0 Chemische Thermodynamik

• Thermodynamische Einkomponenten Systeme– Gasvolumina, z.B. ideale Gase

• Thermodynamische Mehrkomponenten Systeme – Chemische Reaktionen, z.B. Verbrennungen

15.06.2016

51

3.1 Enthalpien von Vielkomponentensystemen

• Reaktionsenthalpie

• Bildungsenthalpie

• Verbrennungsenthalpie

• Wasserstoffbildungsenthalpie

• Zerfallsenthalpie

• Neutralisierungsenthalpie

• Lösungsenthalpie

• Hydratationsenthalpie

• Schmelzenthalpie

• Verdampfungsenthalpie

• Sublimationsenthalpie

• Gitterenthalpie

• …..

VpUH

3.2 Chemisches Potential

• Das chemische Potential µi eines Stoffes i in einem Gemisch ist eine intensive Zustandsgröße, die das Potential des Stoffes (Triebkraft) charakterisiert

– mit anderen Stoffen zu reagieren (chemische Reaktion)

– in eine andere Phase zu wechseln (Phasenumwandlung)

– sich räumlich umzuverteilen (Diffusion)

• Es wird beschrieben durch die partielle Ableitung der freien Enthalpie nach der Stoffmenge ni

mol

J

n

G

jnTpii

,,

15.06.2016

52

3.2.1 Chemisches Standardpotential

µ = chemisches Potential

µ0 = chemisches Standardpotential

R = Gaskonstante

T = Kelvin Temperatur

ai = Ionenaktivität Reaktionsprodukt

a0 = Ionenaktivität Reaktionsedukt

0

0 lna

aRTµµ i

ii

Chemisches Potential µi:

Energieänderung des Systems wenn eine Komponente i hinzukommt,

bei konstanter Entropie und konstantem Volumen

3.2.2 Innere Energie bei chemischen Reaktionen

• Innere Energie eines thermodynamischen Einkomponentensystems

• Innere Energie eines thermodynamischen Mehrkomponentensystems

iii

ii

iii

potkin

NµGN

Uµ

NµVpSTdU

VpSTU

WQU

EEU U innere EnergieEkin kinetische EnergieEpot potentielle EnergieQ WärmemengeW ArbeitT Temperatur

S EntropieP DruckV VolumenNi Komponente iµi chemisches PotentialG Freie Enthalpie

15.06.2016

53

3.2.3 GIBBSsche Fundamentalgleichung

Das chemische Potential lässt sich aus den Zustandsgrößen U, H, F und G ermitteln

jj

jj

npTii

nVTii

npSii

nVSii

iii

n

G

n

F

n

H

n

U

NµVpSTdU

,,,,

,,,,

3.2.4 Thermodynamisches Gleichgewicht

• Reversible Prozesse erreichen einen Punkt, wo die Reaktionsgeschwindigkeiten in beide Richtungen gleich sind, so dass das System eine statische Zusammensetzung zu haben scheint bei der die freie Enthalpie G ein Minimum aufweist

• Im Gleichgewicht ist die Summe der chemischen Potenziale der Reaktanden gleich der der Produkte:

µEdukte = µProdukte

iµi = 0


0

G

STVpUSTHG

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3.2.5 Gleichgewichtsberechnung

G = 0

G = G298 + RT . lnK = 0 G298 = - RT . lnK

Die Gleichgewichtskonstante K wird gegeben durch das Massenwirkungsgesetz


Gegeben ist:

Wie groß ist die Verdampfungsenthalpie von Wasser bei 298 K ?

Wie groß ist die Heizenergie von 1 m3 Methan ?

Wie groß ist die Verbrennungswärme von 1 m3 Methan ?

3.2.5.1 Übung 10

molkJHlOHgCOgOgCH

molkJHgOHgCOgOgCH

/890)(2)()(2)(

/802)(2)()(2)(

2982224

2982224

?

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Verdampfungsenthalpie von Wasser bei 298 K:

Heizenergie von 1 m3 Methan:

Verbrennungswärme von 1 m3 Methan ?

3.2.5.2 Lösung 10

mol

kJHHH gl

gVerdampfun 442

802890

2

kJHQ g 358044,22

1000802

4,22

1000

kJHQ l 397324,22

1000890

4,22

1000

3.3 Nutzarbeit

Wmax = NutzarbeitG = Freie EnthalpieR = GaskonstanteT = Kelvin TemperaturK = Gleichgewichtskonstantez = Ionenladungn = MolzahlF = FaradaykonstanteE = galvanisches ZellpotentialU = SpannungI = Stromt = Zeit

tIUEFnzKRTGW lnmax

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4.0 Reaktionskinetik

• Geschwindigkeit chemischer Reaktionen

• Konzentrationsabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit

• Einstellung eines Gleichgewichtes

– Druckabhängig

– Temperaturabhängig

– Katalysatorabhängig

Thermodynamik und Reaktionskinetik sind unabhängige Größen

4.1 Massenwirkungsgesetz

Chemisches Gleichgewicht:

K gibt an wie viele Eduktmoleküle auf wie viele Produktmoleküle kommen.

Gleichgewichtskonstante K, Temperaturabhängig

Folge des chemischen Gleichgewichts: auftretende Konzentrationen sind nicht unabhängig voneinander

ba

dc

aqaqaqaq

BA

DC

k

kK

dDcCk

kbBaA

][][

][][

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4.2 Reaktionsgeschwindigkeit

• Abbaukinetik 1. Ordnung

• Abbaukinetik 2. Ordnung

][Akdt

dA

DCBA

2][

2

Akdt

dA

DCBA

Übungsfragen

1. Was versteht man unter Enthalpie ?2. Was versteht man unter freier Enthalpie ?3. Welche Größen zeigen folgende Reaktionsverläufe an:

a) freiwillig oder unfreiwilligb) unter Verbrauch oder Freisetzung von Energiec) reversibel oder irreversibel

4. Was versteht man unter der Gleichgewichtskonstanten ?5. Welcher Zusammenhang besteht zwischen der freien Enthalpie und der

Gleichgewichtskonstanten ?6. Was versteht man unter dem Boudoir-Gleichgewicht ?7. Was besagen die Hauptsätze der Thermodynamik ?8. Was versteht man unter dem chemischen Potential ? 9. Was ist Nutzarbeit ?10. Berechnen Sie für die CO2-Bildungsreaktion H, S und G bei 1000 K !

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Weblinks

http://www.webelements.com/

http://www.chemgapedia.de

http://www.chemgapedia.de/vsengine/glossary/de/knallgas_00045reaktion.glos.html

http://www.merckmillipore.de/chemicals/catalog/c_9Kub.s1ObxAAAAEuPSBQn.M8

http://www.chemie-interaktiv.net/ff.htm#

http://www.experimentalchemie.de/

http://www.iupac.org/index_to.html

Dienstag, 29. April 2014

Literatur

1. J. Warnatz; Verbrennung: Physikalisch-Chemische Grundlagen, Modellierung und Simulation, Experimente, Schadstoffentstehung; Springer Verlag 2012

2. J. Hoinkins; E. Lindner; Chemie für Ingenieure; Verlag: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 2007

3. P.W. Attkins; L. Jobnes; Chemie – einfach alles; Verlag: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 2006

4. Römpp‘s Chemie Lexikon

5. DTV-Atlas zur Chemie

6. N. Peters; Technische Verbrennung, Vorlesungsskript, RWTH Aachen

7. G. Wachtel; Allgemeine und anorganische Chemie – Ergänzung; Vorlesungsskript HS Koblenz

Mittwoch, 30. April 2014

Documents

05 Thermodynamik der Verbrennung - Hochschule Furtwangenneutron/download/lehre/natgru/05... · 15.06.2016 2 1.0.1 Komplexe Verbrennungsvorgänge Fluidmechanik Akkustik Regelungstechnik