Thermodynamik?
Für eine chemische Reaktion sind die Werte folgender Zustandsgrößen bekannt: AG = -90 kJ*molʻ und AH = -100 kJ*mol'. Welche Aussage über diese Reaktion trifft zu?
(A) Sie läuft nicht freiwillig ab.
(B) Die Aktivierungsenthalpie beträgt 10 kJ*mol.
(C) Die Entropieänderung ist negativ.
(D) Sie verläuft endotherm.
(E) Keine der obigen Aussagen trifft zu
a ist falsch es läuft freiwillig
b und C weiß ich nicht ?
D) exotherm
1 Antwort
ΔG = −90 kJ/mol und ΔH = −100 kJ/mol
Dabei habe ich angenommen, daß Deine As in Wirklichkeit Δs sind, und daß Dein Stern für einen Bruchstrich steht. Seufz.
- Die Reaktion läuft freiwillig ab, weil ΔG<0
- Über die Aktivierungsenergie ist nichts ausgesagt
- ΔG = ΔH −TΔS. In unserem Fall ist ΔG>ΔH, also −TΔS>0 also ΔS<0. Unter der Annahme, daß die Reaktion bei Raumtemperatur T=298 K abläuft, erhält man ΔS=(ΔH−ΔG)/T=−34 J mol¯¹ K¯¹.
- Die Reaktion ist exotherm weil ΔH<0
- Folglich trifft genau eine Aussage zu, nämlich daß die Entropie negativ ist.
Genau aber dann ist das ergebniss -0,34 J•mol/K
Vielen dank die aktivierungsenergie mit gegebne werte kann mal nicht rechnen ? Das ist andere thema ?
Die Aktivierungsenergie ist unvorhersagbar, wenn man nur die Reaktionsenergie (-enthalpie, -entropie, …) kennt. Denn sie hängt vom Reaktionsweg ab, was ΔE, ΔH, ΔS, ΔG, … nicht tun.
Dieselbe Reaktion hat (bei derselben Temperatur) immer dasselbe ΔE, ΔH¸ΔS, ΔG, … weil diese Größen Zustandsfunktionen sind und nur von den Eigenschaften der Produkte und denen der Edukte abhängen. Die Aktivierungsenergie hängt aber zusätzlich noch vom Reaktionsweg ab. Sie wird also z.B. von einem Katalysator beeinflußt, unter verschiedenen Bedingungen kann dieselbe Reaktion also vollkommen unterschiedliche Aktivierungsenergie haben.
Ja ist das‘‘A‘‘ ist ein tippfehler. Wie kommt man auf +34 j.mol/K
es sollt glaube ich -34 oder?
?