Sie sind nicht angemeldet.

Neue Antwort erstellen

Lieber Besucher, herzlich willkommen bei: treffpunkt-naturwissenschaft.com. Falls dies Ihr erster Besuch auf dieser Seite ist, lesen Sie sich bitte die Hilfe durch. Dort wird Ihnen die Bedienung dieser Seite näher erläutert. Darüber hinaus sollten Sie sich registrieren, um alle Funktionen dieser Seite nutzen zu können. Benutzen Sie das Registrierungsformular, um sich zu registrieren oder informieren Sie sich ausführlich über den Registrierungsvorgang. Falls Sie sich bereits zu einem früheren Zeitpunkt registriert haben, können Sie sich hier anmelden.

Achtung! Die letzte Antwort auf dieses Thema liegt mehr als 2 997 Tage zurück. Das Thema ist womöglich bereits veraltet. Bitte erstellen Sie ggf. ein neues Thema.

Beitragsinformationen
Beitrag
Einstellungen

Smiley-Code wird in Ihrem Beitrag automatisch als Smiley-Grafik dargestellt.

PicUl-Upload
Maximale Dateigröße:5 MB 
Erlaubte Dateiendungen:bmp, gif, jpeg, jpg, png© FP & PU
Sicherheitsmaßnahme

Bitte geben Sie die untenstehenden Zeichen ohne Leerstellen in das leere Feld ein. Groß- und Kleinschreibung müssen nicht beachtet werden. Sollten Sie das Bild auch nach mehrfachem Neuladen nicht entziffern können, wenden Sie sich an den Administrator dieser Seite.

Die letzten 10 Beiträge

11

Montag, 1. Februar 2016, 17:39

Von Friedrich Karl Schmidt

Zitat von »Harve«

Jetzt die Frage: Wie ändert sich die Entropie bei dieser Reaktion?

Etwas gegoogelt.. Die Entropie nimmt zu oder nicht?
Die molaren Entropien von Gasen sind in aller Regel soviel größer als die von Flüssigkeiten und Feststoffen, so dass die Frage nach Zu - oder Abnahme der Entropie bei einer chemischen Reaktion davon abhängt, ob nach Reaktionsgleichung die Gesamtstoffmenge der beteiligten Gase auf Seite der Produkte größer ist als auf der Seite der Edukte oder umgekehrt.

10

Sonntag, 31. Januar 2016, 20:03

Von Harve

0.5 P4 + 2SO2 + 5Cl2 -> 2SOCl2 + 2POCl3

Ich soll die reaktionsenthalpie der obigen Gleichung bestimmen. Diese Gleichung bezeichne ich mit 1

P+ 3/2 Cl2 -> PCl3 dH_R= -305kJ/mol
PCl3 +0.5O2 -> POCl3 dH_R= -325kJ/mol

dH_B(SOCl2)= -250kJ/mol
dH_B(SO2)= -300kJ/mol

Rechenweg: dH_R1= 2[ -250kJ/mol - 20kJ/mol] + 600kJ/mol = 60kJ/mol


Endotherme Reaktion


Jetzt die Frage: Wie ändert sich die Entropie bei dieser Reaktion?

Etwas gegoogelt.. Die Entropie nimmt zu oder nicht?

9

Mittwoch, 25. November 2015, 14:12

Von Friedrich Karl Schmidt

Zitat von »Harve«

Die Standardbildungsenthalpie von O2 ist ja 0.
Aber wenn man die Bindung
aufbricht hat man ja 497kJ/mol.
Aber man bricht für die Reaktionsgleichung:

2 C8 H10 (l) + 21 O2 (g)
----> 16 CO2(g) + 10 H2O (l)


5* O2 auf in 10 O für das 10H2O
auf.


Die Thermodynamik befasst sich mit Zustandsänderungen, soll heißen , dass ausschließlich Ausgangszustand und Endzustand, bei Stoffen also nur der in den diversen Größen zum Ausdruck kommende Unterschied zwischen Produkten und Edukten Gegenstand der Betrachung ist. Der "weg" zum Produkt, also insbesondere Zwischenprodukte , sind jedoch nicht Gegenstand der Betrachtung und somit irrelevant .

Und in Bezug auf die Bildungsenthalpie des Wassers ist der definierte Ausgangszustand der Edukte Wasserstoff und Sauerstoff nicht etwa H und O , sondern H2 und O2. Wobei die Logik dieser Festlegung daran orientiert ist, was eine Messung erleichtert bzw. erschwert und nicht etwa daran, was uns vom theoretischen Verständnis her plausibler erscheint. Eine kalorische Messung mit H und O als Edukten, wie sollte die jemals funktionieren? Mit H2 und O2 ist sie schon schwierig genug.

Im Übrigen wird da ja auch nichts "ignoriert" . Jedenfalls nichts von Relevanz. Aber in Bbezug auf die Reaktion 2 H2 + O2 -> 2 H2O sind H Und O aus konsequent thermodynamischer Sicht nun einmal total irrelevant.

Wenn ich mal Ihrem vermutlichem Gedankengang zu folgen versuche, so könnte man die Bildungsenthalpie von Wasserdampf auf Basis der Edukte H und O wie folgt berechnen :
2 H + O -> H2O.


Gebildet werden also 2 OH - Bindungen mit einer Bindungsdisozziationsenthalpie von je 463 kJ/mol. Macht in Summe : 926 kJ, so dass die Molare Bildungsenthalpie des Wassers - 926 kJ/mol betragen müsste. Bezogen auf 2 mol H2O also - 1852 kJ(2 mol H2O).

Geht man jedoch von H2 und O2, also von


2 H2 + O2 -> 2 H2O


aus, dann sind erst einmal 2 H - H - Bindungen unter Aufwendung von 2 x 436 kJ/mol = 872 kJ /(2mol H2) und eine O=O - Doppelbindung mit einem Aufwand von 428 kJ/mol zu spalten. Dies berücksichtigt von den - 1852 kJ/( 2 mol H2O) also - ( 2x 436 + 428 ) = - 1300 kJ zu subtrahieren wären. Was -552 kJ/(2 mol H2O) = - 276 kJ/(mol H2O) für die molare Bildungsenthalpie von Wasserdampf ergibt, was einigermaßen genau mit der tatsächlichen molaren Bildungsenthalpie von Wasserdampf übereinstimmt.
Dass sich keine bessere Übereinstimmung ergibt, liegt u.a. daran, dass die Berechung unzutreffend davon ausgeht, dass die Bindungsenergie der O-H Bindung im Wassermolekül für das erste und das zweite H - Atom die Gleiche sein müsste. Was natürlich nicht zutrifft.

Gruß FKS

8

Mittwoch, 25. November 2015, 10:35

Von Harve

Zitat von »Friedrich Karl Schmidt«

Zitat von »Harve«

Ich habe den Wikiartikel gescreent.

Sehen SIe im Anhang.
Im Zusammenhang mit der Frage, ob und was man angeblich in Bezug auf das Unterscheiden von atomarem und molekularem Sauerstoff O2 "ignorieren" kann finde ich dort aber nichts.

Im Übrigen kann man das, was dort unter "Fortgeschrittene Anwendung" zu lesen ist, getrost vergessen. Anfänger dürfte diese Passage mehr verwirren , als helfen. Fortgeschritte jedoch sollten auf derart fragwürdige "Hilfsmittel" nicht angewiesen sein.
Die Standardbildungsenthalpie von O2 ist ja 0.
Aber wenn man die Bindung
aufbricht hat man ja 497kJ/mol.
Aber man bricht für die Reaktionsgleichung:

2 C8 H10 (l) + 21 O2 (g)
----> 16 CO2(g) + 10 H2O (l)


5* O2 auf in 10 O für das 10H2O
auf.
Auch in dem von mir hochgeladenen Beispiel aus Wikipedia ignoriert man diese 497kJ/mol.
Aber O ein ganz anderer Stoff ist im Vergleich zu O2. Somit kann dessen molare
Standardbildungsenthalpie nicht gleich Null sein .
Und da H20 nur ein O-Atom enthält muss man die Bindung ja eigentlich aufbrechen.

Im gescreenten Artikel, gibt es keinen von 0 verschiedenen Wert für die Enthalpie von O_2

7

Montag, 23. November 2015, 19:21

Von Friedrich Karl Schmidt

Zitat von »Harve«

Ich habe den Wikiartikel gescreent.

Sehen SIe im Anhang.
Im Zusammenhang mit der Frage, ob und was man angeblich in Bezug auf das Unterscheiden von atomarem und molekularem Sauerstoff O2 "ignorieren" kann finde ich dort aber nichts.

Im Übrigen kann man das, was dort unter "Fortgeschrittene Anwendung" zu lesen ist, getrost vergessen. Anfänger dürfte diese Passage mehr verwirren , als helfen. Fortgeschritte jedoch sollten auf derart fragwürdige "Hilfsmittel" nicht angewiesen sein.

6

Freitag, 20. November 2015, 15:29

Von Harve

Ich habe den Wikiartikel gescreent.

Sehen SIe im Anhang.
»Harve« hat folgende Datei angehängt:

5

Donnerstag, 19. November 2015, 21:35

Von Friedrich Karl Schmidt

Zitat von »Harve«

Also ich habe noch eine Rückfrage.

Die Standardbildungsenthalpie von O2 ist ja 0.
Aber wenn man die Bindung aufbricht hat man ja 497kJ/mol.

http://www.chemikerboard.de/topic,543,-b…pie-von-o2.html

Rechnet man damit oder beachtet man diesen Wert nicht?

EDIT: Laut Wiki ignoriert man diesen Wert


Die molare Standardbildungsenthalpie eines Elements bezieht sich ( mit Ausnahme von weißem Phosphor) immer auf die stabilste Form eines Stoffes und ist somit bei mehreren elementaren formen auch nur für eine elementare Form gleich Null.
Im Fall von O2 und O ist der Fall aber schon deshalb klar, weil O ein ganz anderer Stoff ist im Vergleich zu O2. Somit kann dessen molare Standardbildungsenthalpie nicht gleich Null sein und ist , wie ja auch Sie es schreiben, um die halbe Bindungsdissozziationsenthalpie des O2 von Null verschieden.

So etwas kann man natürlich nicht ignorieren. Wo steht das bei Wiki ?

Gruß FKS

4

Donnerstag, 19. November 2015, 18:15

Von Harve

Zitat von »Harve«

Also ich habe noch eine Rückfrage.

Die Standardbildungsenthalpie von O2 ist ja 0.
Aber wenn man die Bindung aufbricht hat man ja 497kJ/mol.

http://www.chemikerboard.de/topic,543,-b…pie-von-o2.html

Rechnet man damit oder beachtet man diesen Wert nicht?

EDIT: Laut Wiki ignoriert man diesen Wert
Aber man bricht für die Reaktionsgleichung:

2 C8 H10 (l) + 21 O2 (g) ----> 16 CO2(g) + 10 H2O (l)


5* O2 auf in 10 O für das 10H2O auf.

Also wieso ingoriert man dann:
"Durch Zerlegen von O2 in zwei O erhält man quasi die Bindungsenthalpie der Doppelbindung. Diese liegt bei 497 kJ/mol.
"???

3

Donnerstag, 19. November 2015, 17:15

Von Harve

Also ich habe noch eine Rückfrage.

Die Standardbildungsenthalpie von O2 ist ja 0.
Aber wenn man die Bindung aufbricht hat man ja 497kJ/mol.

http://www.chemikerboard.de/topic,543,-b…pie-von-o2.html

Rechnet man damit oder beachtet man diesen Wert nicht?

EDIT: Laut Wiki ignoriert man diesen Wert

2

Donnerstag, 19. November 2015, 01:33

Von Friedrich Karl Schmidt

Zitat von »Harve«


Hallo.

Vorwissen: Die Standardbildungsenthalpie von Ethylbenzol ist -12.5kJ/mol

Die Standardsbildungsenthalpie von CO2 beträgt: -393.15kJ/mol
Die Standardsbildungsenthalpie von H2O beträgt: -285.83kJ/mol

Ich soll folgende Reaktionsgleichungen angeben:

Die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von Ethylbenzol.
Dabei stehe ich voll auf dem Schlauch. Ist eine Aufgabe aus dem 1.Semester in Allgemeine Chemie.
Bitte die Lösung mit Erklärung, weil Ethylbenzol ist ja schon ein Molekül aus der Organischen Chemie.

Dann soll ich die Reaktionsgleichung für die Bildung von Ethylbenzol aus CO2 und H2O erstellen.

Mein Ansatz: Die Summenformel von Ethylbenzol ist ja : C8H10
8*( CO2) + 5*( H2O) -> C8H10 + 10.5 (O2)
alternativ: 8(CO2) + 10(H2O) -> C8H10 + 5(H2) + 13(O2)

1.Frage : Ist diese Reaktion reversibel? Also sollte ich auch einen Rückpfeil machen?

2,Frage: Das frage ich mich schon die ganze Zeit. In Allgemeiner Chemie ist das jetzt erst die 2.Übung.
Und wir sollen immer Reaktionsgleichungen aufstellen von Verbindungen, von denen wir eigentlich keine
Ahnung haben.
Ich dachte immer nur Edelgase dürfen 1-atomig vorkommen.

Dann sehe ich im Mortimer: H2(g)+ 0.5(O2)-> H2O mit dH=-286kJ/mol (Reaktionsenthalpie)
Sind gebrochene Molzahlen nur im Bezug auf Enthalpien zulässig?
Welche Elemente dürfen unter gar keinen Umständen 1-atomig vorkommen in einer Gleichung?
Welche Regeln muss ich allgemein bei der Bildung von Reaktionsgleichungen beachten, außer der trivialen
Regel, dass die Anzahl eines Elements auf beiden Gleichungsseiten identisch sein muss. Ich will ja nicht nur
die Punkte in der Übung, sondern will das verstehen für die Klausur.

Und auch wenn das in der Aufgabe nicht explizit gefordert wird, soll ich dennoch bei jedem Molekül hinschreiben,
in welchem Aggregatzustand es auftritt, weil es sich um eine Aufgabe im Bezug auf Enthalpien handelt?

Dann soll ich im letzten Teil die Standardverbrennungsenthalpie bei der Verbrennung von Ethylbenzol berechnen.

Wenn ich die Reaktionsgleichung hätte, wüsste ich wie man das berechnet.
Ich würde mich dann an folgendes orientieren: http://www.chemieunterricht.de/dc2/energie/enthal-verbr.htm

Auf der Seite steht, wenn die im Verlauf der Reaktion berechnete Enthalpieänderung negativ ist (bei einer Verbrennung),
ist die Verbrennungsenthalpie positiv, da sie als negative Enthalpieänderung definiert ist.
Ist das korrekt?
1. Die Verbrennungsenthalpie eines Stoffes ist die molare Reaktionsenthalpie der Reaktion mit O2, die zur vollständigen Verbrennung, also C und H betreffend zu CO2 und H2O führt


2.Reaktionsgleichung : 2 C8 H10 (l) + 21 O2 (g) ----> 16 CO2(g) + 10 H2O (l)

a) Eine molare Reaktionsenthalpie bezieht sich immer auf eine Reaktionsgleichung und nicht auf einen bestimmten Stoff. In dem vorstehend formulierten Fall also auf 2 Mol Ethylbenzol 21 Mol O2 usw. . Die molare Verbrennungsenthalpie jedoch bezieht sich jedoch auf 1 Mol des jeweiligen Stoffes. Wenn man also auf Basis meiner Reaktionsgleichung die Reaktionsenthalpie bestimmt. dann muss man diese durch 2 dividieren, um die Verbrennungsenthalpie zu erhalten. Aber natürlich kann man auch die Reaktionsgleichung halbieren, wenn man sich die Division durch 2 "ersparen" will. Gebrochene Stöchiometrische Koeffizienten sind dabei in Kauf zu nehmen.

"reversible Reaktion". Wenn ich diesen Begriff lese, kommt mir das Essen hoch. Denn gemeint ist hier eine Gleichgewichtsreaktion. Was aber hier keine Rolle spielt. Denn bei Berechnung der Reaktionsenthalpie wird von einer vollständigen Umsetzung ausgegangen. So wäre der Doppelpfeil auch im Fall einer Gleichgewichtsreaktion in diesem Kontext irreführend.

Im Übrigen : Fragen Sie doch bitte mal Ihren PC - Übungsleiter, was man in der Thermodynamik unter einer reversibel verlaufenden Reaktion versteht.

3.Zum Vorzeichen : molare Verbrennungsenthalpien entsprechen nach meiner Kenntnis den molaren Reaktionsenthalpien und nicht deren negativem Wert . Haben also negatives Vorzeichen. Jetzt gibt es aber Meschen , für die negative Zahlen bereits ein mathematisches Monstrum sind. Um es auch denen Recht zu machen , hat sich möglicher Weise ein profilneurotischer Pseudopädagoge damit profiliert, für die Umkehrung des Vorzeichens zu sorgen.....

4. Stoffe in Reaktionsgleichungen sind so anzugegeben, wie es der jeweils vorausgesetzten Realität am entspricht, besser gesagt am nächsten kommt. Also O2 für das Molekül , und falls man eine Reaktion mit Sauerstoffatomen betrachtet, dann eben O. Und dies in allen anderen Fällen analog.

Gruß FKS
Buchvorstellung: