Standardverbrennungsenthalpie?
Hallo, kann mir bitte jemand den Unterschied zwischen der Standardverbrennnungsenthalpie von Ethan und Ethanol erklären?
1 Antwort
Ethan: -1561 kJ/mol
Ethanol (flüssig): -1369 kJ/mol; gasförmig:~1416 kJ/mol
Ethanol ergibt also Mol für Mol weniger Energie als Ethan, was ja auch logisch ist, da man sich Ethanol als teiloxidiertes Ethan vorstellen kann. Der Energieunterschied wäre also das Equivalent für die bereits geschehene Teiloxidation - anders ausgedrückt die Standardbildungsenthalpie von Ethan ist niedriger als die von Ethanol ( -85 / -278 kJ/mol)
Ach ja die Vorzeichen 😎
Die molare Standardbildungsenthalpie ist die Enthalpie, die bei der Bildung von einem Mol einer Substanz aus den reinen Elemente frei wird (negatives Vorzeichen= exotherme) oder verbraucht wird (positives Vorzeichen= Endotherm).
Das Vorzeichen bezieht sich auf die Reaktion als Gesamtsystem, d.h. die Energie die frei wird "fehlt" im entstandenen Produkt und deshalb wird diese Enthalpie bezogen auf das Produkt als negativ dargestellt.
Je mehr Energie frei wird, desto "energieärmer" und stabiler ist das Produkt und umso mehr Energie brauch man um die Verbindung zur Weiterreaktion (z.B. zur Verbrennung) aufzubrechen.
Eine andere Sicht das darzustellen ist die Reaktionsenthalpie als Summendifferenz der Standardbildungsenthalpien der Produkte und Edukte.
ΔHR = ΣΔHProdukte - ΣΔHEdukte
Bezogen auf je 1 mol Edukt (Ethan und Ethanol) ist ΣΔHProdukte gleich groß und ΣΔHEdukte entspricht der Standartbildungsenthalpie von Ethan bzw Ethanol (weil die von O2 als Element 0 ist)
ΔHR = ΣΔHProdukte - ΣΔHEdukte
= ΔHR = ΣΔHProdukte - -278 (-85) = ΔHR = ΣΔHProdukte + 278 (+85)
Die Verbrennungssenthalpie von Ethanol ist also 193 kJ/mol höher (positiver) als die von Ethan es werden also 193 kJ/mol weniger Energie frei.
Aber wenn Ethanol eine Standardbildungsenthalpie von -278 kJ/mol hat ist die dich niedriger. Da bin ich gerade irgendwie verwirrt.