Chemie-Frage zu der freien Standardbildungsenthalpie deltaGf0?

... komplette Frage anzeigen

2 Antworten

Was mir paradox vorkommt: deltaG = deltaH - T * deltaS!!!!! Entropie nach Größe sortiert: Gas > Flüssigkeit > Feststoff. Somit hat Wasser im gasförmigen Zustand eine größere Entropie, als Wasser im flüssigen Zustand.

Ich glaube, ich verstehe jetzt, wo Dein Problem liegt. Ich mache dabei die An­nahme, daß beide ΔG-Werte sich auf dieselbe Tem­pera­tur beziehen (ver­mut­lich irgend­was in der Gegend von 25°C, T=298 K).

Wir haben also die Freie Enthalpie von Wasser im gas­förmigen (ΔG₁) und flüs­si­gen (ΔG₂) Zustand gegeben.

ΔG₁ = ΔH₁ − T·ΔS₁ = −229 kJ/mol (gasförmig)

ΔG₂ = ΔH₂ − T·ΔS₂ = −238 kJ/mol (flüssig)

ΔHᵢ und ΔSᵢ (i=1,2) sind die entsprechenden Enthalpien und Entropien.

Zunächst mal: Es ist absolut zu erwarten, daß ΔG₂ < ΔG₁. Wir wissen ja, daß Wasser bei 25° flüssig und nicht gas­förmig ist (präziser: Daß der Dampf­­druck des Wassers bei dieser Tem­pera­tur kleiner als Normal­druck ist, es also nicht siedet). Flüssiges Wasser ist also das stabilere der beiden, und deshalb muß es das kleinere ΔG haben. Was im Gleich­gewicht ist, ist ja maximal stabil und hat das minimale ΔG.

Wasser siedet bei 100°C. Bei dieser Temperatur erwarten wir also ΔG₁=ΔG₂, weil die beiden Phasen miteinander im Gleich­gewicht stehen und in jedem Mischungs­verhältnis stabil sind. Bei T>100°C muß dann ΔG₁<ΔG₂ sein, weil Wasser­dampf die stabile Form darstellt.

Nun weist Du aber korrekt darauf hin, daß bei jeder Temperatur die Entropie eines Gases höher als die der Flüssigkeit sein muß, also ΔS₁>ΔS₂. Das ist aber kein Wider­spruch, denn ΔH₁≠ΔH₂. Man kann sehr leicht sehen, daß flüssiges Wasser ein viel kleineres ΔH haben muß als gasförmiges: Im flüssigen Wasser gibt es ja all die intra­molekula­ren WW (Dipole, H-Brücken), die das Zeug stabil machen und die zum Verdampfen auf­gebrochen werden müssen, daher ΔH₁>ΔH₂.

Die  Energie (bzw. Enthalpie), um die flüssiges Wasser stabiler ist als gas­förmi­ges (ΔH₁−ΔH₂), ist die Summe aller dieser intra­molekular­en Bin­dun­gen. Gleich­zeitig ist sie als Ver­dampfungs­enthalpie meß­bar. Bei 100°C beträgt sie ca. 41 kJ/mol, bei 25°C hat sie zwar bestimmt nicht denselben Zahlenwert, wird aber auch nicht allzu verschieden sein.

Für unser Beispiel (bei 25°C) gilt also: ΔH₂ ist um ca. 40 kJ/mol niedriger als ΔH₁, aber ΔG₂ ist nur um ungefähr 10 kJ/mol niedriger als ΔG₁. Der Entropie­term begünstigt also den gas­förmi­gen Zustand um ungefähr 30 kJ/mol, aber das kann die energeti­sche Begünstigung des flüssigen Zustandes nicht kom­pen­sie­ren.

Es ist also wie so oft: Entropie und Energie (bzw. Enthalpie) zerren in verschie­dene Rich­tun­gen, und was sich dann letztlich im ΔG durchsetzt, ist temperatur­abhängig.

(Kleiner Nachsatz: Wäre Dein am Anfang der Antwort zitiertes Argument richtig, dann dürfte es doch überhaupt keine Flüssig­keiten geben, wenn ich das richtig verstehe)

Antwort bewerten Vielen Dank für Deine Bewertung

Da mußt Du an der Fragestellung nachbessern. Erstens haben diese Zahlen Einheiten, zweitens beziehen sie sich auf eine bestimmte Temperatur. Drittens mußt Du erklären, was Du an diesen Zahlenwerten eigentlich paradox findest — mir kommen sie ganz vernünftig vor.

Antwort bewerten Vielen Dank für Deine Bewertung
Kommentar von xy121
14.01.2016, 20:29

Also: Die Einheit ist kJ/mol! Die Temperatur ist nicht bekannt, aber vermutlich konstant. Was mir paradox vorkommt: deltaG = deltaH - T * deltaS!!!!! Entropie nach Größe sortiert: Gas > Flüssigkeit > Feststoff. Somit hat Wasser im gasförmigen Zustand eine größere Entropie, als Wasser im flüssigen Zustand. Wenn ich jetzt die Formel heranziehe, wird der negative Ausdruck T * deltaS größer und somit auch deltaG. Jetzt verstehe ich nicht warum Wasser in flüssiger Form negativer ist. Es besitzt ja eine nicht so große Entropie?!

0