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Aufgabe:

Berechnen Sie die molare Freie Reaktionsenthalpie für die Reaktion N2(g) + 3 H2(g)→ 2 NH3(g)
bei 500 K.
Konstanten:
S∘(H2) = 130,7 J mol−1 K−1
cp∘ (H2 ) = 28,8 J mol−1 K−1 
S∘(N2) = 191,6  J mol−1 K−1
Cp∘(N2 )=29,1 J mol−1 K−1 
S∘(NH3) = 192,45 J mol−1 K−1
∆bH∘(NH3) = −46,11 kj mol−1
∆bG∘(NH3) = −16,45 kj mol−1
cp∘ (NH3 ) = 35,1 J mol−1 K−1 
(Alle Konstanten sind für 298 K gegeben.)
Nehmen Sie an, dass alle Wärmekapazitäten unabhängig von Temperatur sind.

von

1 Antwort

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Salut Zizzy,


von deinen "Konstanten" kann man nur wenige wirklich verwenden, verschiedene Werte mussten zusätzlich nachgeschlagen werden.


N2(g)  +  3 H2(g)   ⇌   2 NH3(g)


Es gilt:

ΔH  =  H (Produkte) - H (Edukte)

= 2 * (-46,2 kJ/mol) - 0 kJ/mol =  - 92,4 kJ/mol


ΔS  =  S (Produkte) - S (Edukte)

= 2 * 192,45 J K-1mol-1  -  (3 * 130,7 J K-1mol-1 + 191,6 J K-1mol-1

=  - 198,8 J K-1mol-1


Nach Gibbs - Helmholtz gilt:

ΔG  =  ΔH - T * ΔS

Gegeben ist eine Temperatur von 500 K.

ΔG =  - 92400 J mol-1  -  500 K  *  (-198,8 J K-1mol-1)

= 7000 J / mol



Viele Grüße :)

von 17 k

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