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Energie: Wärmelehre - endotherme /exotherme Reaktionen

Frage: Energie: Wärmelehre - endotherme /exotherme Reaktionen
(8 Antworten)

 
hallo :)
wir haben im Chemieunterricht einen Versuch mit Ammoniumnitrat durchgeführt.
Dabei wurde die Temperatur gemessen:
das Wasser hatte eine Temp.
von 22°C und nach dem Einfügen des Salzes war die Temp auf 19° gesunken.

1) Nun soll ich diese Temp.änderung erklären, und dazu die vorzeichen.

Also eigentlich würde ich sagen, dass es eine exotherme Reaktion ist, da die Temp. gesunken ist (Energie freigesetzt).

Im Lernbuch steht aber, bei exotherm muss die Enthalpie negativ sind.. die Temp. hat aber noch ein positivies Vorzeichen? 
Bin verwirrt.

2) Wie groß ist hierbei die freie Entahlpie G: G <0 , G > 0 oder G = 0?

Hier würde ich sagen G < 0 weil die Reaktion exotherm ist ?




Danke im voraus
ANONYM stellte diese Frage am 13.12.2014 - 22:13


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Antwort von cir12 | 14.12.2014 - 09:30
Wenn ein exothermer Lösungsvorgang vorliegen würde, dann würde Energie freigesetzt werden, und die Lösung würde sich erwärmen.
Die Lösung von Ammoniumnitrat ist somit endotherm.
Die Lösungsenthalpie ist positiv.

Um die freie Enthalpie nach der Gleichung von GIBBS-HELMHOLTZ berechnen zu können, benötigt man die entsprechenden Daten zur Änderung der Bildungsenthalpie, der Entropie und die Temperatur.


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Antwort von cir12 | 14.12.2014 - 09:39
Hier noch die Erklärung zu Deiner Frage 1:

Bei der Zerlegung eines Ionengitters in die einzelnen Ionen muss die Gitterenthalpie aufgewendet werden. Es wird Arbeit gegen die elektrischen Anziehungskräfte der Kationen und Anionen verrichtet. Dieser Vorgang ist endotherm.

Wenn die Ionen von Wassermolekülen umhüllt werden sollen (Hydratation), müssen einerseits unter Energieaufwand die H-Brücken zwischen den Wassermolekülen getrennt werden und andererseits werden unter Energiegewinn neue Kräfte zwischen den Ionen und den polaren Wassermolekülen ausgebildet. Die Energiedifferenz, die bei der Hydratation auftritt, heißt Hydratationsenthalpie. Die Hydratation ist ein exothermer Vorgang.

Beim Lösen von Salzen in Wasser macht man die folgenden unterschiedlichen Beobachtungen:

Exothermer Lösungsvorgang: Hydratationsenthalpie > Gitterenthalpie.  Beispiel: Lösen von CuSO₄ oder CaCl2 Isothermer Lösungsvorgang:   Hydratationsenthalpie ≈ Gitterenthalpie 
                                                 Beispiel: Tetrahydrat von Calciumchlorid CaCl ₂ ∙ 4 H ₂ O
Endothermer Lösungsvorgang: Hydratationsenthalpie < Gitterenthalpie Beispiel: Ammoniumnitrat NH₄NO₃

 
Antwort von ANONYM | 14.12.2014 - 13:49
@cir12
ok, super danke =)
hab das jetzt mit endotherm verstanden.

Ist die Reaktion also auch endergon? Dann gilt ja G>0

Denn Daten haben wir keine, nur die Temp. vorher und nachher.
Daraus soll begründet werden, ob G <, =, > 0.

 
Antwort von ANONYM | 14.12.2014 - 14:12
Im umgekehrten Fall heißt es also: Bei exotherm ist die Enthalpie negativ. D.h Lösung wird wärmer oder?

Aber bei dem Vorgäng mit Calciumclroid war die Temp. gestiegen (d.h. exotherm?)
Das Vorzeichen trotzdem positiv?


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Antwort von cir12 | 14.12.2014 - 14:29
Ohne Daten kann man die Freie Enthalpie nicht ausrechnen, also keine Aussage machen, ob der Prozess exergon oder endergon ist.

Dass die Temperatur beim Lösen von Calciumchlorid gestiegen ist, wurde richtig beobachtet. Dieses Salz löst sich unter Erwärmung; also ein exothermer Vorgang.

Mein Beispiel zu einem isothermen Vorgang hätte statt Calciumchlorid nämlich Natriumchlorid heißen müssen.


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Antwort von MarkusM. (ehem. Mitglied) | 14.12.2014 - 17:48
Ja komisch, warum mein Lehrer das von uns erwartet :/ Wir haben wirklich nur die Temp vorher und nachher.
Ich glaube, wir müssen anhand dieser Daten begründen, was wir erwarten.


Bei Calciumchl. ist es also ein exothermer, d.h. Enthalpie negativ.
Aber das heißt nich, dass die Temp. negativ sein muss oder? Geht ja gar nicht, also die Temp. steigt ja.
Also Temperatur ist nicht gleich Enthalpie oder?


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Antwort von cir12 | 15.12.2014 - 10:14
Also zunächst einmal: Die Temperatur und die Enthalpie sind zwei verschiedene Größen. Die Temperatur wird, wie Du natürlich weißt, in °C bzw. in K gemessen.
Bei der Enthalpie bin ich mir nicht ganz sicher, was Du bzw.Dein Lehrer meint: Meint Ihr die Lösungsenthalpie ΔHs oder die Freie Enthalpie ΔG. Beide werden in kJ/mol angegeben.
Wenn ein Vorgang exotherm abläuft, dann ist ΔH negativ. Gleichzeitig muss aber ΔG nicht auch negativ ein, denn nach der Gleichung von GIBBS-HELMHOLTZ – und danach wird ΔG berechnet – spielt noch das Entropieglied eine Rolle. Und von dem war in Deiner Frage gar nicht die Rede. Ihr könnt somit gar keine Aussage zu ΔG machen, also ob der Vorgang exergon oder endergon ist.

Fazit: Halte die beiden Größen ΔH und ΔG strikt auseinander!


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Antwort von MarkusM. (ehem. Mitglied) | 15.12.2014 - 15:53
Also nur um zu zusammenzufassen:
Temp. des Wassers 22°C 
nach Ammoniumnitrat 19°C

Frage: Ist das  ΔG für diese Lösung >0, <0 oder =0.
Begründen Sie.

Die Antwort dazu also: Es ist kein Rückschluss zu ziehen, da die notwendigen Informationen fehlen.


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