freie Standardenthalpie < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 17:06 Do 02.02.2012 | | Autor: | Chris.K |
| Aufgabe | Wie groß ist die freie Standartenthalpie [mm] \Delta [/mm] G° der explosiven Reaktion von [mm] Cl_2 [/mm] und [mm] H_2
[/mm]
Gegeben ist:
[mm] \Delta [/mm] H° B(HCL) = -92,4 kJ/mol
S° (CL2)= 223 J/K mol
S° (H2)= 130,7 J/K mol
S° (HCL)= 186,8 J/K mol |
Huhu liebes Chemie Team,
also vor ab bin in Chemie eine richtige Niete
Erst mal die Reaktion
[mm] Cl_2 [/mm] + [mm] H_2 \gdw [/mm] 2HCl
Als Formel hab ich genommen
[mm] \Delta [/mm] G°= [mm] \Delta [/mm] H° - T S°
S° ist doch die Entropie wie muss ich die Berechnen also alle 3 addieren ? Um auf meine gesamt Entropie zu kommen oder ist die Formel ganz falsch ? Als T hab ich die Raumtemperatur genommen weil nichts anderes da Stand also 293K
MfG
Chris.K
Ich habe diese Frage in keinem Forum auf anderen Internetseiten gestellt.
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 18:07 Do 02.02.2012 | | Autor: | Chris.K |
Glaub so ist die Formel richtig!
[mm] \Delta [/mm] G°= [mm] \Delta [/mm] H° - T [mm] \Delta [/mm] S°
Also da ich doch 2HCL hab ist doch die [mm] \Delta [/mm] H° -184.8 kj/mol
T= 293 K
nur wie ich nun [mm] \Delta [/mm] S° berechnen soll weiß ich nicht
[mm] \Delta [/mm] ist doch i-wie gewesen alle Produkte minus alle Edukte
sonst ist die Aufgabe eigentlich richtig leicht ist ja nur einsetzen rechnen kann ich allein.
Wäre nur gut wen ihr mir sagen könntet wie man die gegebnen Werte in die Formel richtig einfügt
MfG
Chris.K
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Hallo Chris.K,
> Glaub so ist die Formel richtig!
> [mm]\Delta[/mm] G°= [mm]\Delta[/mm] H° - T [mm]\Delta[/mm] S°
>
> Also da ich doch 2HCL hab ist doch die [mm]\Delta[/mm] H° -184.8
> kj/mol
> T= 293 K
>
> nur wie ich nun [mm]\Delta[/mm] S° berechnen soll weiß ich nicht
> [mm]\Delta[/mm] ist doch i-wie gewesen alle Produkte minus alle
> Edukte
> sonst ist die Aufgabe eigentlich richtig leicht ist ja nur
> einsetzen rechnen kann ich allein.
> Wäre nur gut wen ihr mir sagen könntet wie man die
> gegebnen Werte in die Formel richtig einfügt
>
>
> MfG
>
> Chris.K
[mm] $\Delta_r G_m^{o} \; [/mm] = [mm] \; \Delta_r H_m^{o} [/mm] - T [mm] *\Delta_r S_m^{o} [/mm] $
[mm] $\Delta_r S_m^{o} \; [/mm] = [mm] \; S_m^{o}(Edukte) [/mm] - [mm] S_m^{o}(Produkte)$
[/mm]
[mm] $S_m^{o}(HCl) \; [/mm] = [mm] \; [/mm] 187 [mm] \; [/mm] J/(K*mol)$ und [mm] $S_m^{o}(Cl_2) \; [/mm] = [mm] \; [/mm] 223 [mm] \; [/mm] J/(K*mol)$ und [mm] $S_m^{o}(H_2) \; [/mm] = [mm] \; [/mm] 131 [mm] \; [/mm] J/(K*mol)$
[mm] $\Delta_r S_m^{o} \; [/mm] = [mm] \;2*187 \; [/mm] J/(K*mol)-(223 [mm] \; [/mm] J/(K*mol)+131 [mm] \; [/mm] J/(K*mol)) [mm] \; \; [/mm] = [mm] \; [/mm] 20J/(K*mol)$
[mm] $\Delta_r H_m^{o} \; [/mm] = [mm] \;\Delta_f H_m^{o}(Edukte)+\Delta_f H_m^{o} [/mm] (Produkte)$
[mm] $\Delta_f H_m^{o}(HCl) \; [/mm] = [mm] \;-92 \; [/mm] kJ/mol$ und [mm] $\Delta_f H_m^{o}(H_2) \; [/mm] = [mm] \;0 \; [/mm] kJ/mol$ und [mm] $\Delta_f H_m^{o}(Cl_2) \; [/mm] = [mm] \;0 \; [/mm] kJ/mol$
[mm] $\Delta_r H_m^{o} \; [/mm] = [mm] \; [/mm] 2*(-92 [mm] \; [/mm] kJ/mol) - [0+0] [mm] \; [/mm] = [mm] \; [/mm] -184 [mm] \; [/mm] kJ/mol$
Somit:
[mm] $\Delta_r G_m^{o} \; [/mm] = [mm] \;-184 \; [/mm] kJ/(2mol) - 298 [mm] \; [/mm] K * 20 [mm] \; [/mm] J/(K*2mol) [mm] \; [/mm] = -189,96 [mm] \; kJ/(2\; [/mm] mol)$
Also pro 1 mol (molare Größe):
[mm] $\Delta_r G_m^{o} \; [/mm] = -94,98 [mm] \; [/mm] kJ/mol [mm] \; \approx \; [/mm] -95 [mm] \; [/mm] kJ/mol$
LG, Martinius
P.S.: Studierst Du Lehramt Chemie & Mathe? Oder Mathe-Bachelor mit Nebenfach Chemie?
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 20:53 Do 02.02.2012 | | Autor: | Chris.K |
vielen Dank 
so hab nun Analog eine zweite Aufgabe gerechnet bin mir aber nicht sicher ob das Ergebnis stimmt.
[mm] 3H_2 [/mm] + [mm] N_2 \gdw 2NH_3
[/mm]
Gegeben ist:
[mm] \Delta [/mm] H° B(NH3) = -92,4 kJ/mol
S° (NH3) = 192,6 J/K*mol
S° (H2) = 130,7 J/K*mol
S° (N2) = 191,6 J/K*mol
[mm] \Delta [/mm] G° = [mm] \Delta [/mm] H° - T * [mm] \Delta [/mm] S°
[mm] \Delta [/mm] H° = -92,4 kJ/2mol
[mm] \Delta [/mm] S° = 385,2 J/K*mol - (392,1 J/K*mol + 383,2 J/K*mol ) = -390.1 J/K*2mol
das hab ich in kJ/K*mol umgerechnet =-3,901 kJ/K*2mol
[mm] \Delta [/mm] G° = -92,4 kJ/2mol -(298 K *(-3,901 kJ/K*2mol))
= 1070,089 kJ/2mol
= 535,94 kJ/mol
somit läuft die Reaktion nicht Freiwillig ab = Endotherm
ist das korrekt oder hab ich mich verrechnet?
Bist du dir sicher das das die Formel für die freien Standardenthalpie ist?
Hab im Mortimer mal nachgeschaut und das ist die Formel für die freie Reaktionsenergie
Danke im vorraus
P.S: zum Studiengang hab ich mein Profil aktualisiert
MfG
Chris,K
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Hallo Chris.K,
> vielen Dank
> so hab nun Analog eine zweite Aufgabe gerechnet bin mir
> aber nicht sicher ob das Ergebnis stimmt.
>
> [mm]3H_2[/mm] + [mm]N_2 \gdw 2NH_3[/mm]
Nimm doch den anderen Pfeil, wenn Du ein Glgw. ausdrücken möchtest:
[mm]3H_2+ N_2 \rightleftharpoons 2NH_3[/mm]
Wenn Du auf meine Formel klickst kannst Du sehen, wie man sie effizienter hier ins Forum schreibt.
> Gegeben ist:
> [mm]\Delta[/mm] H° B(NH3) = -92,4 kJ/mol
Das ist [mm] $\Delta_f H^{o}$ [/mm] für 2 mol Ammoniak.
Die molare (= m) Standard (= °)-Bildungsenthalpie (f = of formation) ist: [mm] $\Delta_f H^{o}_m (NH_3) [/mm] = -46,2 [mm] \; [/mm] kJ/mol$
> S° (NH3) = 192,6 J/K*mol
> S° (H2) = 130,7 J/K*mol
> S° (N2) = 191,6 J/K*mol
>
> [mm]\Delta[/mm] G° = [mm]\Delta[/mm] H° - T * [mm]\Delta[/mm] S°
Das ist die sog. Gibbs-Helmholtz-Gleichung.
Siehe z.B. Hollemann/Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 1995, S. 55.
> [mm]\Delta[/mm] H° = -92,4 kJ/2mol
Das ist die Standard-Reaktions (r = of reaction)-enthalpie: [mm] $\Delta_r H^{o} \; [/mm] = [mm] \; [/mm] -92,4 [mm] \; [/mm] kJ $
(Für obige Reaktionsgleichung.)
> [mm]\Delta[/mm] S° = 385,2 J/K*mol - (392,1 J/K*mol + 383,2 J/K*mol
> ) = -390.1 J/K*2mol
Hier ein Fehler:
[mm] $\Delta_r S^{o} \; [/mm] = [mm] \;2 \; [/mm] mol * 193 [mm] \; [/mm] J/(K*mol)-[3 [mm] \; [/mm] mol * 131 [mm] \; [/mm] J/(K*mol) + 1 [mm] \; [/mm] mol*192 [mm] \; [/mm] J/(K*mol)]$
$ = [mm] \; [/mm] 385,2 [mm] \; [/mm] J/K - (392,1 [mm] \; [/mm] J/K + 192 [mm] \; [/mm] J/K)$
$ = -199 [mm] \; [/mm] J/K$
(Standard-Reaktionsentropie für obige Gleichung.)
> das hab ich in kJ/K*mol umgerechnet =-3,901 kJ/K*2mol
>
> [mm]\Delta[/mm] G° = -92,4 kJ/2mol -(298 K *(-3,901 kJ/K*2mol))
> = 1070,089 kJ/2mol
> = 535,94 kJ/mol
[mm] $\Delta_r G^{o} \; [/mm] = [mm] \; \Delta_r H^{o} [/mm] - T * [mm] \Delta_r S^{o}$
[/mm]
[mm] $\Delta_r G^{o} \; [/mm] = [mm] \; [/mm] -92,4 [mm] \; [/mm] kJ - 298 [mm] \; [/mm] K*(-0,199 [mm] \; [/mm] kJ/K)$
[mm] $\Delta_r G^{o} \; [/mm] = -33,1 [mm] \; [/mm] kJ$
(Für obige Reaktionsgleichung.)
Die freie molare Standardbildungsenthalpie für Ammoniak wäre damit:
[mm] $\Delta_f G^{o}_m \; \approx \; [/mm] -16,6 [mm] \; [/mm] kJ/mol$
> somit läuft die Reaktion nicht Freiwillig ab = Endotherm
Obige Reaktion würde bei Raumtemperatur freiwillig ablaufen (= exergonisch) - wenn sie nicht gehemmt wäre (z.B. kinetisch o.ä.).
Schaue doch einmal in den Mortimer unter "Haber-Bosch-Verfahren".
> ist das korrekt oder hab ich mich verrechnet?
Siehe oben.
> Bist du dir sicher das das die Formel für die freien
> Standardenthalpie ist?
Ja, schon.
> Hab im Mortimer mal nachgeschaut und das ist die Formel
> für die freie Reaktionsenergie
Lies bitte hier:
![[]](/images/popup.gif) http://de.wikipedia.org/wiki/Gibbs-Energie
die einleitenden Sätze.
> Danke im vorraus
>
> P.S: zum Studiengang hab ich mein Profil aktualisiert
>
> MfG
>
> Chris,K
LG, Martinius
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 18:52 Fr 03.02.2012 | | Autor: | Chris.K |
Danke dir,
hatte Heute nochmal Chemie und der Dozent meinte das der Ansatz für solche Aufgaben der richtig ist.
Was noch dran kommt:
Ist die Bestimmung der Gitterenergie
und das geht super mit dem Born-Haber-Zyklus.
und nochmal danke für deine Mühe
MfG
Chris.K
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