Endotherme und Exotherme Reaktion..

3 Antworten

Jede Reaktion braucht eine Aktivierungsenergie, die man reinstecken muss, daher steigt zuerst der Graph. Wenn sie exotherm verläuft, fällt er dann rasch nach unten und bleibt da. Bei Endothermie ist die Aktivierungsenergie immer höher, deshalb steigt der Graph länger, bevor er dann auf ein Niveau zwischen Maximum und Ausgangspunkt stehenbleibt.

Lass mal die Aktivierungsenergie da raus beim erklären, sonst ist das zu unklar, was Du meinst....

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Hallo,

bei jeder frei ablaufenden Reaktion wird Entropie produziert. Die Entropie der Anfangstoffe (die ja verschwinden) wird von den Endstoffen aufgenommen, zusätzlich die produzierte Entropie. Zu jeder Entropiemenge gehört bei jedem Stoff eine bestimmte Temperatur. Ist die Entropiemenge insgesamt "zu klein für die normale Temperatur", dann sind die Endstoffe kalt, dies ist eine endotherme Reaktion, ist die Entropiemenge am Ende im Vergleich zur normalen Temperatur sehr groß, sind die Endstoffe heiß, dies ist eine exotherme Reaktion.

Sorry, aber das ist einfach nur falsch, denn Entropie hat mit exotherm und endotherm gar nichts zu tun, hier geht es nur um die Enthalpie.

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@valentin301

Hallo,

immer dieselbe Diskussion: Betrachte einmal die Vermischung von Bariumhydroxid (mit viel Kristallwasser) und Ammoniumnitrat. Die Stoffe reagieren ganz spontan miteinander. Nach der Raktionsenthalpie zu urteilen (deine Version) müsste die Reaktion exotherm sein, sie ist es aber nicht, die Endstoffe sind wesentlich kälter als die Ausgangsstoffe. Wenn man eine Entropiebilanz aufstellt, sieht man, dass den Endstoffen Entropie fehlt, um sie auf Normaltemperatur zu bringen, daher sind sie kalt.

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@lks72

genau das ist Dein Problem, Du tust so als wäre die Entropie die gesamte freie Energie. Kapiere doch endlich, dass da zwei Energieformen zusammenwirken, Enthalpie und Entropie, sonst wird das nie was. Dein Beispiel ist ein Sonderfall: endotherm aber exergonisch, da die Entropiezunahme die Enthalpiewirkung überdeckt. Ich erkläre es Dir auch gerne bei jeder Frage wieder... :-)) (wenn man nach exotherm fragt - s.o.- bezieht sich das nur auf Enthalpie, nicht auf Entropie)

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@valentin301

Also zunächst ist Entropie keine Energieform, sie hat noch nicht einmal die Einheit einer Energie, sondern die Einheit einer Energie/Temperatur, also Joule/Kelvin..

Die bei einer Reaktion produzierte Entropie ist gleich dem Produkt der Differenz der chemischen Potentiale (in J/mol) mit dem Stoffumsatz (in mol), dividiert durch die Temperatur (in Kelvin), als Einheit kommt dann ganz wie gewünscht Joule/Kelvin raus, also eine Entropie. In der Regel reicht (durch die große Differenz der chemischen Potentiale) die produzierte Entropie immer aus, dass die Endstoffe insgesamt dann mehr Entropie haben als die Ausgangsstoffe, daher sind die meisten frei ablaufenden Reaktionen ja auch exotherm, mein Beispiel oben aber halt nicht.

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@lks72

Du verwechslst einfach exotherm und exergonisch, bei exothermen Vorgängen geht es nur um Enthalpie, nicht um Entropie.. ist so....

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@valentin301

Na gut, ich nehme mal als Beispiel das Herstellen einer einmolaren Lösung von NaCl in Wasser.

Aus den einschlägigen Tabellen lese ich heraus:

NaCl --> ch. Pot. = -384KG, molare Entropie = 72,13 Ct/mol.

Na+ (einmolar) --> ch. Pot. = -261,89KG, mol. Entropie = 58,99Ct/mol

Cl- (einmolar) --> ch. Pot. = -131,26KG, mol. Entr. = 56,48 Ct/mol.

Die Differenz der chemischen Potentiale ist -384 - (-261,89-131,26) = 9,15KG, die Reaktion läuft also freiwillig ab (weiß man ja).

Die produzierte Entropie ist S = 9150G/298K * 1mol = 30,7Ct.

Der Ausgangsstoff NaCl hat 72,13Ct, dazu kommt die produzierte Entropie, dies macht also 102,83Ct.

die beiden Endprodukte "hätten" bei normaler Temperatur eine Gesamtentropie von 58,99Ct + 56,48Ct = 115,47Ct.

Fazit: Die beiden Endprodukte bräuchten eine Entropie vn 115,47Ct, sie haben aber durch die Reaktion nur 102,83Ct. Dies bedeutet, dass sie halt kälter sind als die Ausgangsstoffe. --> Beim Lösen von Salz wird es ein wenig kälter, die Reaktion ist endotherm, aber halt exergonisch.

Also für mich klingt das alles sehr plausibel.

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@lks72

Ohhh mann, google halt mal unter exotherm, danach wurde hier nämlich gefragt, da geht es nur um die Enthalpieänderung und nicht um die Entropieänderung http://de.wikipedia.org/wiki/Exothermer_Vorgang Wie soll denn der Fragesteller aus Deinem Wirrwarr was Du da veranstaltest, Hilfe holen....

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@valentin301

Ich habe dir in obigem Kommentar genau dargelegt, wie man durch einfache Rechnungen herausbekommt, wann eine Reaktion "endotherm" ist, danach hatte der Fragesteller nämlich unter anderem gefragt. Wie man deutlich sieht, spielt die Entropie der Stoffe und die produzierte Entropie während der Reaktion sehr wohl eine Rolle. Ich gehe mal davon aus, dass du damit einverstanden bist, dass das Lösen von NaCl in Wasser eine endotherme Reaktion ist. Wenn du an meinen Aussagen mit der Entropie zweifelst, dann sag' mir bitte ganz genau, was an den Rechnungen falsch ist, danke. Bin aber jetzt mal in der Heia, ist spät.

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@lks72

Da kann man ja wirklich verzweifeln, es steht alles in dem link: bei exotherm/endotherm geht es um Enthalpie und NICHT um Entropie. Die Frage von wetsand wird im link genau beantwortet. Und ganz unten im link steht "Abgrenzung": "Wenn man von einem exothermen Vorgang spricht wird keine Aussage darüber getroffen ob eine Reaktion freiwillig abläuft. Hier unterscheidet man dann zwischen exergonen und endergonen Reaktionen." Und das führt dann zu den Reaktionen, bei denen die Entropieänderung (Änderung der Unordnung) eine Rolle spielt. Denn freiwillig ablaufende (exergone) Reaktionen können exotherm oder endotherm sein. Kann man das nicht kapieren?

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@valentin301

Freiwillig läuft die obige Reaktion ab, weil die Differenz der chemischen Potentiale (DIESE haben die Einheit einer Energie / pro Mol) positiv ist.

Endotherm ist sie wegen der obigen Entropieberechnungen.

Ich warte noch auf den Fehler in der obigen Rechnung.

Außerdem vertehe ich nicht, wieso du mir dauernd vorwirfst, ich würde "freiwillig ablaufen" mit exotherm verwechseln. Es ist dochgenau ausgerechnet, dass die Reaktion freiwillig abläuft, aber endotherm ist.

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@lks72

Du willst es nicht kapieren, stimmts? Hast Du den link gelesen? Nein.

"Endotherm ist sie wegen der obigen Entropieberechnungen" ist falsch, endotherm ist sie, weil delta H positiv ist (wegen der ENTHALPIE, nix Entropie). Deine Rechnung hat hier nichts zur Sache, weil Du Äpfel mit Birnen berechnest. Also langsam reicht es echt.

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@valentin301

Also zunächst einmal habe ich den Link gelesen, vielen Dank, ich wusste nicht, dass es so etwas geniales wie Wikipedia gibt.

Äpfel und Birnen vergleichen macht jemand, der Kilogramm mit Euro vergleicht, in deinem Fall also eine Energie mit einer Energie pro Grad, also die Enthalpie mit der Entropie.

Merkwürdig, dass ich mit meiner "nichts zur Sache" bringenden Rechnung bei allen Reaktionen genau herausbekomme, ob sie endotherm oder exotherm sind.

Leider gehst du nie auf meine Rechnung ein, muss ich wohl akzeptieren, erklär' mir aber bitte noch kurz, was das dS in deiner Enthalpiegleichung bedeutet.

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@lks72

Wenn Du den link gelesen hast, warum ignorierst Du ihn denn dann? Ich kann Dir gerne bestätigen, dass Du ganz toll gerechnet hast, aber dass Entropie nichts mit exotherm/endotherm zu tun hat, bleibt dennoch Fakt. Und was dS bedeutet, weißt Du natürlich selbst, ich auch. Aber die Gibbs-Helmholtzsche Gleichung stammt (leider) nicht von mir.

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@valentin301

Lösen wir den Spuk mal auf:

Betrachte die Gleichung dG = dH - TdS.

Dies ergibt dG/T = dH/T - dS oder
dG/T + dS = dH/T oder noch anders

-dG/T - dS = -dH/T bzw. -dG/T - S2 + S1 = -dH/T.

Ich sagte: Die Entropie der Ausgangsstoffe (S1) und die produzierte Entropie (-dG/T) müssen zusammen von den Endstoffen aufgenommen werden, wenn wir also S2 subtrahieren, erhalten wir die Entropie, die "übrig" ist und darüber entscheidet, ob die Endstoffe wärmer (übrig) oder kälter (zu wenig) als die Ausgangsstoffe sind. Ich sagte, dass bei einer exothermen Reaktion Entropie übrig ist, also ist die linke Seite oben positiv.

Jetzt du: Da die linke Seite positiv ist, ist die rechte auch positiv, also -dH/T > 0 und dies bedeutet dH<0, also sagst du, die Reaktion sei exotherm.

Wer hat Recht? wohl beide :-)

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@lks72

Also, dann eben nochmal: Ich sage, die Frage des Fragestellers geht um exotherm/endotherm und das geht nur um die Änderung der Reaktionsenthalpie dH. Um NICHTS anderes. Die Entropie dS kommt erst ins Spiel, wenn man nach der Freiwilligkeit und Unfreiwilligkeit von Reaktionen fragt, z.B. Salz löst sich trotz Lösungskälte freiwillig. Dann kommt dG und dS ins Spiel und man spricht von exergonisch und endergonisch. Das kann doch nicht so schwer sein.

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@valentin301

Hallo,

du sagst jetzt zum zehnten Mal dasselbe und bist noch nie auf ein Argument von mir eingegangen. Ich habe dir oben bewiesen, dass dh genau dann negativ ist, wenn (in meiner Rechnung) Entropie "übrig" ist. -dG/T + -dS ist eine Summe von "Entropien" und entpricht halt -dH/T. Da T immer positiv ist, folgt daraus, dass, wenn die Summe dieser Entropien positiv ist, dies dein -dH dies auch ist, also dH negativ ist. Wenn ich jetzt also herausbekomme, dass die Summe aller beteiligten Entropien positiv ist, also Entropie übrig ist, und dies gleichbedeutend damit ist, dass dH negativ ist UND du sagst (was ja auch richtig ist), dass dann eine Reaktion exotherm ist, dann hängt die Frage nach exotherm / endotherm also sehr wohl an der Entropien der beteiligten Stoffe und der erzeugten Entropie bei der Reaktion. Du kannst doch jetzt nicht (zum elften Mal) sagen, dass die beiden SAchen nichts miteinander zu tun hätten.

p.s. Die Frage nach exergonisch /energonisch hängt nur mit dG bzw. dG/T zusammen aber nicht mit dS, also der Differenz der Entropien der beteiligten Stoffe.

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@lks72

Dann antworte ich ganz einfach: Nein, ich stimme Dir nicht zu. Die Schülerfrage dort oben wird hier beantwortet: http://de.wikipedia.org/wiki/Exothermer_Vorgang Und da geht es NICHT um Entropie. Was Du durch Deine Rechnungen beweist, mag zwar richtig sein, geht aber an der Frage schlicht und einfach vorbei. Mit Deiner Antwort, die mit "Hallo" beginnt, würdest Du jeden Schüler, der nur das Enerdiediagramm erklärt haben möchte (siehe Frage) total verwirren.

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@valentin301

Klar,

aber ein Diagramm zu erklären, hat nichts mit Physik zu tun. Dies reduziert sich dann auf die Aussage: "Erst geht die Energie zum Aktivieren hoch, dann geht sie weiter runter als sie am Anfang war. Dies ist aber einfach eine Funktionsbeschreibung und leistest nichts Wesentliches zum physikalischen Erkenntnisprozess. Die Frage ist natürlich, mit welchem Zugang man an Energie- und Entropiebilanzen chemischer Reaktionen herangeht. Wenn man nämlich die Entropie makroskopisch betrachtet und sie von dem hohen Altar der statistischen Thermodynamik herunterholt, ist es ein Begriff, von dem jeder Schüler eine intuitiv richtige Vorstellung hat. Wenn es aber nur um das Interpretieren von Diagrammen geht, reicht als Antwort in der Tat ein: "Schau hin, ist ja alles aufgezeichnet". Insofern ist meine Antwort, da hast du Recht, natürlich unpassend gewesen.

Unsere "Hin- und Her" Diskussion, die ich im Übrigen aber gar nicht so unangenehm empfinde, vernebelt natürlich zugegebenermaßen den nach meiner Meinung bemerkenswert einfachen Zugang zur makroskopischen Bedeutung der Größe Entropie.

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@lks72

Upps, meiner Meinung nach ist das auch vor allem eine chemische Frage (natürlich mit dem Bezug zur physikalischen Chemie). Und das Diagramm dient nur zur Erklärung der unterschiedlichen Reaktionsenthalpie-Differenzen, was H bedeutet, muss natürlich verstanden sein. Aber was Deinen Wunsch nach einer besseren und frühzeitigen Einführung des Entropiebegriffes anbelangt (ich habe natürlich längst gemerkt, dass dieser Dir besonders am Herzen liegt :-)), müssten wir uns vielleicht nach einer entsprechenden Lehrplanänderung wieder zusammensetzen. Bis dahin können wir uns aber selbstverständlich mit unserer von mir sehr anregend empfundenen Hin-und Her-Diskussion die Zeit vertreiben. Deine generelle Kompetenz in Energiefragen möchte ich selbstverständlich nicht in Frage stellen, es geht mir vor allem um die didaktische Aufarbeitung.

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@valentin301

Ähm was warn das für Zeichnungen... Ich bin der beste in Chemie aber wenn ich das hier jetzt sehe bin ich sprachlos :o

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