Frage von TKGamerX, 71

Reaktionsenthalpie bei der Bildung von Schwefeltrioxid?

Guten Tag!

Laut meinen Berechnungen beträgt die molare Reaktionsenthalpie bei der Bildung von Schwefeltrioxid durch das Kontaktverfahren -198 kJ/mol. Allerdings bin ich auf den Fakt gestoßen, dass die tatsächliche Energieabgabe ein anderer Wert sein soll.

Woran liegt das? An dem eingesetzten Katalysator kann es meiner Meinung nach nicht liegen, der beeinflusst ja die Reaktionsenthalpie nicht. Verbessert mich bitte, wenn ich falsch liege.

Vielen Dank für eure Antworten!

Antwort
von WeicheBirne, 60

Ohne zu sehen welche Rechnung Du durchgeführt hast und welche Quellen Du verwendet hast läßt sich Deine Frage leider nicht ohne weiteres beantworten. Hier allerdings zwei Anmerkungen 1) Es gibt einen Unterschied zwischen Enthalpie und freier Enthalpie. Welche hast Du berechnet, welche ist in der Quelle angegeben? 2) Rechnest Du mit dem gleichen Druck und der gleichen Temperatur wie die Quelle?

Kommentar von TKGamerX ,

Die Berechnung habe ich mit dem Satz von Hess durchgeführt, mithilfe der Standardbildungsenthalpien der beteiligten Stoffe aus meinem alten Tafelwerk. Über Druck und Temperatur kann ich keine Aussage treffen, darüber wird weder in der Quelle noch bei der Berechnung etwas gesagt.

Kommentar von WeicheBirne ,

Enthalpieänderungen gelten immer für eine bestimmte Temperatur. Wie indiachinacook schon bemerkt hat gilt Deine Bildungsenthalpie bei 298 K, aber das Kontaktverfahren findet bei höheren Temperaturen statt. Hier findet Du Bildungsenthalpien für höhere Temperaturen

http://nvlpubs.nist.gov/nistpubs/jres/049/3/v49.n03.a02.pdf

https://www.ohio.edu/mechanical/thermo/property_tables/combustion/oxygen_enth.ht...

Kommentar von TKGamerX ,

Danke, das reicht mir an Informationen. Einen schönen Tag noch!

Expertenantwort
von indiachinacook, Community-Experte für Chemie, 57

Ich nehme an, Du meinst die Reaktion

2 SO₂ + O₂   ⟶   2 SO₃

Du erklärst zwar nicht, woher Du Deine Zahlen hast, aber für diese Reaktion finde ich in der Tat eine Reaktionsenthalpie von ΔH=198 kJ/mol.

Allerdings bin ich auf den Fakt gestoßen, dass die tatsächliche Energieabgabe ein anderer Wert sein soll.

Wo steht das? Und wie groß ist der Unterschied? Eine Erklärung könnte sein, daß die Reaktions­energien immer temperatur­abhängig sind. Die Tabellen­­werte beziehen sich auf 25°C, aber das Kontakt­verfahren arbeitet ja bei ca. 450°C, da kann schon ein Unterschied herauskommen.

(Reaktionsenergien kann man auf jede Temperatur umrechnen, aber dazu braucht man die Wärmekapazitäten aller beteiligten Stoffe im ganzen Temperatur­intervall, das ist nicht immer einfach.)

Der Katalysator kann jedenfalls nicht daran schuld sein. Wenn jemand einen Katalysator findet, der Reaktionsenergien verändern, dann kann ich damit ein Perpetuum mobile bauen, und das wird mir die Natur wohl nicht erlauben.

Kommentar von TKGamerX ,

Erstmal danke für die Antwort.

Naja die Enthalpie hab ich mit dem Satz von Hess berechnet, die Werte dazu sind ja stoffeigen und überall zu finden. 

Die Größe des Unterschiedes ist mir nicht bekannt, als ich dazu meinen Chemielehrer befragte, meinte er nur, die genauen Werte würde er auch nicht kennen. Mein Vater arbeitet in der chemischen Industrie und laut seinen Angaben ist die tatsächliche Energieabgabe wesentlich geringer als die errechnete. Genaue Werte kennt er natürlich auch nicht.

Kommentar von indiachinacook ,

Wenn der Temperaturunterschied für die Diskrepanz ver­antwort­lich ist, dann kannst Du ihn genau mit dem Hess-Satz be­rech­nen. Dazu zerlegst du die Gesamt­reaktion in drei Teile, deren Energie­umsätze Du kennst, und bestimmst die Summe:

  1. 2 Mol SO₂ und ein Mol O₂ von 450°C auf 25°C abkühlen.
  2. Umsatz bei 25°C, die Energie kennen wir schon
  3. Zwei Mol SO₃ von 25°C auf 450°C erhitzen.

Für die Schritte 1 und 3 brauchst Du die jeweiligen Wärme­kapazi­tä­ten. Naïv würde man das als ΔT·C ausrechnen, aber da die Wärme­­kapazi­tä­ten selbst von der Tem­pera­tur ab­hängen, muß man da stück­weise vor­gehen bzw. integrieren.

Kommentar von TKGamerX ,

Klingt extrem kompliziert und ist glaube ich zu zeitaufwendig für mich heute ^^. Trotzdem vielen Dank für Deine/Ihre Bemühungen!

Kommentar von indiachinacook ,

Du hast doch selbst des Stufensatz ins Spiel gebracht! ;-)

Ich habe mir das jetzt noch mal durchgedacht und komme zum Schluß, daß das wohl keinen besonders Einfluß hat (und eher einen in Richtung zur Erhöhung der Reaktionsenergie).

Aber bekifft wie ich bin ist mir dafür was anderes eingefallen: Die −198 kJ/mol beziehen sich ja auf zwei Mol SO₃, weil die Reaktions­gleichung so gebaut ist. Aber man hätte die Gleichung natürlich auch so aufstellen können

SO₂ + ½ O₂  ⟶  SO₃

und dann wäre ΔH=−99 kJ/mol. Vielleicht kommt die Diskrepanz nur aus verschiedenen Konventionen?

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