Demonstrationsversuch: Wasserelektrolyse und Elektrolyseur

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Verbrennungskalorimetrie Energie Nährstoffanteil (in g) Lebensmittel (in kJ je 100 g) Eiweiß Fett Kohlenhydrate Fleisch 1155 18 21 − Bauchspeck 2530 8 60 − Rotbarsch 475 18 4 − Ei 615 11 10 1 Milch 275 3,5 3,5 5 Hartkäse 1555 25 28 3 Butter 3240 1 83 − Brötchen 1165 7 1 58 Kartoffeln 355 2 − 19 Schokolade 2355 9 33 55 Äpfel 210 0,3 1 12 Bier 195 0,5 − 4,5 Weinbrand 1005 − − 0,1 Bild 1: Links: Die Tabelle zeigt eine Zusammenstellung von Nährwerten einiger Lebensmittel. Im Rahmen einer bewußten Ernährung sollten Männer nicht mehr als 10500 und Frauen nicht mehr 8800 kJ pro Tag zu sich nehmen. Beide Werte werden jedoch mit 16000 bzw. 12200 kJ pro Tag deutlich überschritten. Rechts: Was 1 kJ alles bewirken kann … (die Leistung einer 100 W Glühbirne entspricht 8640 kJ pro Tag und ist mit dem täglichen Energieumsatz eines Erwachsenen vergleichbar (siehe Text)). Der Energiegehalt von Nährstoffen − Eiweiß, Kohlenhydrate und Fette − kann mittels Verbrennung kalorimetrisch bestimmt werden. Der auf diese Weise messbare, physikalische Brennwert beträgt bei Kohlenhydraten durchschnittlich 17,2 kJ⋅g -1 , bei Fetten 38,9 kJ⋅g -1 und bei Eiweißstoffen 23,4 kJ⋅g -1 und ist dem physiologischen Brennwert von Kohlenhydraten und Fetten, die nahezu vollständig zu Kohlendioxid und Wasser umgesetzt werden, sehr ähnlich. Der Abbau von Eiweiß jedoch ist unvollständig. Neben Kohlendioxid und Wasser entsteht Harnstoff, so dass der physiologische Brennwert nur 17 kJ⋅g -1 beträgt. Ein Reihe von bahnbrechenden Ideen führte im 19. Jahrhundert zur Klärung scheinbar alltäglicher Begriffe wie Wärme, Arbeit und Energie. Diese Erkenntnisse räumten auch mit der Vorstellung auf, Wärme sei ein Stoff, der von einem Körper auf einen anderen überzugehen vermag. Der Arzt Robert von Mayer beschrieb 1842 als erster, dass Energie weder verbraucht noch erzeugt werden kann, sondern dass immer nur eine Energieart in eine andere umgewandelt wird. Der englische Physiker James Prescott Joule (die Energieeinheit Joule wurde nach ihm benannt) untersuchte die Wärmeentwicklung von elektrischem Strom und stellte ein elektrisches Wärmeäquivalent auf. William Thomson, der spätere Lord Kelvin und Namensgeber der absoluten Temperatureinheit, verstand Wärme als Bewegung von Teilchen („On the dynamical theory of heat“). Damit war es zum Begriff „Thermodynamik“ nicht mehr weit. Die Beschreibung thermodynamischer Gesetze durch sogenannte Hauptsätze geht auf Rudolf Clausius zurück. Nach ihm lautet der erste Hauptsatz: „Der Energieinhalt der Welt ist 2
Verbrennungskalorimetrie konstant.“ Damit war der uns vertraute Energieerhaltungssatz formuliert. Von Ludwig Boltzmann schließlich stammt die statistische Deutung des mechanischen Modells der Wärme, die die Entropie als Maß für die Wahrscheinlichkeit auffasst, ein System aus vielen kleinen Teilchen in einem bestimmen Zustand vorzufinden. Untersucht man chemische Reaktionen im Detail, so fällt auf, dass sich oftmals weder die kinetische noch die potentielle Energie des Systems ändert. Auch die Gesamtmasse verändert sich nicht, eine Energieabgabe an die Umgebung kann also nach Einstein nicht auf einen Massenverlust zurückgeführt werden. Daher stellt sich die Frage, was chemische Energie ist. Letztlich weisen Temperaturänderungen darauf hin, dass die Bildung neuer Stoffe die Spaltung von Bindungen und die Bildung neuer Bindungen voraussetzt. Für die Spaltung von Bindungen muss Energie aufgewendet werden, während bei der Ausbildung neuer Bindungen Energie frei wird. Bei der Bestimmung von Energieumsätzen chemischer Reaktionen können grundsätzlich nur Energieänderungen, nicht jedoch absolute Energien gemessen werden. 3 Theoretischer Teil 3.1 Elementare thermodynamische Beziehungen Der thermochemischen Bestimmung von Wärmeumsätzen bei chemischen Reaktionen liegt der 1. Hauptsatz der Thermodynamik zugrunde: Eine Änderung der Inneren Energie U eines Systems tritt durch den Austausch von Arbeit W und Wärme Q mit der Umgebung auf (Energieerhaltungssatz). Der 1. Hauptsatz lässt sich auch wie folgt formulieren: ∆ U =∆ Q+∆ W . (1) U stellt dabei eine Funktion der Variablen V (Volumen), T (Temperatur) und der Komponente i ) dar: U . Tritt lediglich Volumenarbeit auf, so kann Gleichung 1 umgeschrieben werden: ( ) = U V, T, n i Für einen isochoren (V = const. bzw. Für die Änderung der Enthalpie (Molzahl ∆ U =∆Q−p⋅∆ V . (2) ∆ V = 0) Prozess gilt also: ∆U H gilt mit H = U + pV : = Q V . (3) ∆ H =∆ U +∆ ( pV) =∆ U + V ⋅∆ p+ p⋅∆ V =∆Q− p⋅∆ V + V ⋅∆ p+ p⋅∆ V =∆ Q+ V⋅∆ p, und damit für isobare ( p = const. bzw. ∆ p = 0) Prozesse: ∆ H = Q p . (4) Damit ist auf der Grundlage des 1. Hauptsatzes sowie der Definition der Enthalpie H gezeigt worden, dass Messungen von Wärmemengen unter isochoren Bedingungen direkt die Änderung der Inneren Energie U des Systems liefern, während man unter isobaren Bedingungen die Änderung der Enthalpie H erhält. Um objektiv überprüfbare und damit vergleichbare Ergebnisse zu erhalten, müssen Experimente unter genau definierten Bedingungen ablaufen. Man bezeichnet daher einen kleinen Teil, z.B. einen Kühlschrank mit Inhalt oder 100 ml Salzlösung in einem Becherglas, als n i 3
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