0 Daumen
705 Aufrufe

Aufgabe:

Warum ist die Standardbildungsenthalpie

a) für Wasserstoff: Δ RH0 (H2(g)) = 0 kJ/mol, und

b) für Wasserstoffatome aber: Δ RH0 (H(g)) =  + 218 kJ/mol


Problem/Ansatz:

Ich habe die simple Idee, dass das daran liegt, dass man Energie beim Trennen der Verbindung aufwendet, stimmt das?

von

1 Antwort

+1 Daumen
 
Beste Antwort

Salut,


bei sämtlichen Enthalpieberechnungen ist immer ein Bezugspunkt vonnöten.

Aus diesem Grund hat man per Definition die Standardbildungsenthalpie der chemischen Elemente in ihrer stabilsten Form bei Normaldruck (1.013 bar) und Raumtemperatur (298 K) auf 0 kJ/mol festgelegt.

Was die "stabilste Form" letztlich bedeutet: Jedes chemische Systen ist ja bestrebt, einen möglichst energiearmen Zustand zu erreichen, denn je energieärmer ein System, umso stabiler und damit auch reaktionsträger ist es. Bei der Entstehung einer Bindung steigt nun die Dichte der Elektronen zwischen den Atomkernen. Und genau diese erhöhte Elektronendichte bewirkt den Zusammenhalt der Kerne. Dieser nun erreichte Zustand ist energetisch stabiler, also energieärmer als bei zwei einzelnen Atomen.

Gasförmiger Wasserstoff ist somit in seiner stabilsten Form ein H2 - Molekül und kein H - Atom und bekommt deshalb die Standardbildungsenthalpie 0 kJ/mol zugewiesen.

Um die Bindung zwischen den beiden Atomen eines Wasserstoff - Moleküls aufzuspalten, muss man praktisch die Bindungsenthalpie (Dissoziationsenergie) des Moleküls zuführen. Diese liegt laut Tabellenwerk bei 436 kJ/mol.



Viele Grüße :)

von 15 k

vielen Dank, jetzt habe ichs verstanden

Ein anderes Problem?

Stell deine Frage

Willkommen bei der Chemielounge! Stell deine Frage sofort und kostenfrei

x
Made by a lovely community