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Aufgabe:

Bei der Reaktion 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) werden 3 mol gasförmiger Stoff zu 2 mol Flüssigkeit bei 25°C umgesetzt, wie gross ist die Differenz von ∆H und∆U?


Problem/Ansatz:

Meine Überlegung:

gegeben

∆ng= 1mol

R = unverselle Gaskonst

T= 398.15 K

gesucht: ∆H und ∆U

Formel die ich verwende: ∆H =  ∆U+ ∆ngRT

nun habe ich zwei unbekannte! ∆H und ∆U

ich kann evtl. ∆U berechnen damit ich nur noch 1 unbekannte habe

mit dieser Foreml :U= f/2nRT

muss ich dann für f (freiheitsgrade) 5 einsetzen, da es zweiatomig ist

und setzt ich für n -->3 mol ein


Vielen Dank für die Hilfe!


Gruzz

von

1 Antwort

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Zu

Wie gross ist die Differenz von ∆H und ∆U?
Bei der Reaktion 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) werden 3 mol gasförmiger Stoff zu 2 mol Flüssigkeit bei 25°C umgesetzt, wie gross ist die Differenz von ∆H und∆U?

Meine Überlegung:


gegeben: ∆ng= 1mol, R = unverselle Gaskonst., T= 398.15 K

gesucht: ∆H und ∆U

Formel die ich verwende: ∆H =  ∆U+ ∆ngRT

nun habe ich zwei unbekannte! ∆H und ∆U

ich kann evtl. ∆U berechnen damit ich nur noch 1 unbekannte habe

mit dieser Foreml :U= f/2nRT

muss ich dann für f (freiheitsgrade) 5 einsetzen, da es zweiatomig ist

und setzt ich für n -->3 mol ein

Ziemlich gut gedacht und auch schon auf dem Lösungsweg.
Nein, es ist nicht notwendig die Enthalpieänderungn und Änderung der innere Energie über die Wärmekapazitäten für Ideale Gase abzuschätzen.
Die Gleichung steht auch schon da. Die Differenz der beiden Unbekannten Größen ist die gesuchte Größe.
Und die Lösung steht schon da.

ΔHR, m - ΔUR, m = Δn(g) *RT

mit Δn(g) = 1 mol und T = 398,15 K, folgt:

$$\Delta H_{R, m} - \Delta U_{R, m} = 1\cdot mol\cdot \frac{8,314\cdot J}{K\cdot mol}\cdot 398,15\cdot K$$
$$\Delta H_{R, m} - \Delta U_{R, m} = 3310,2191\cdot J \approx 3,31\cdot KJ$$

von 2,6 k

chemweazle, möglicherweise begehe ich gerade einen Denkfehler, aber wenn Δng die Stoffmengenänderung der eingesetzten Gase ist, käme man dann diesbezüglich nicht auf - 3 mol und infolgedessen auf ein Endergebnis von - 7,44 kJ ?

Merci :)

Interessehalber habe ich nun zu dieser Thematik heute Morgen etwas gegooglet und bin dabei auf folgenden Link eines Prof. Dr. Gericke der TU BS gestoßen:

http://www.pci.tu-bs.de/aggericke/PC1/Kap_II/Enthalpie.htm

Weiter unten findet sich dort die Berechnung obiger Aufgabe, bei der ebenfalls für Δng von -3 mol ausgegangen wird, was dann natürlich auch zu " ≈ - 7,5 kJ " führt.

Wer liegt denn nun aber richtig (oder zumindest richtiger) ?


Ich wünsch' dir ein schönes Wochenende !

Danke für eure hilfreichen Bemühungen. Leider weiss ich selbst die Lösung nicht. Mir ist auch etwas unklar wie ich auf diese Δng kommen sollte. Beziehungsweise was ich hier berechnen muss.@Così_fan_tutte1790 jaa diesn link habe ich auch gesehen, bin danach aber dann nicht im klaren wie man auf diese -3 mol dieser Stoffmengenänderung, der beteiligten Reaktionsgasen kommt. Weil für mich würde sinnmachen(was nicht korrekt sein muss), dass wir 3mol am anfang der Reaktion haben und dann nur noch 2mol; was eine Differenz von 1mol ergäbe.


Gruzz

Wolke7

Hi, hier chemweazle, wieder,


Oh, ja, meine Denkfehler und meine Spontanität,
ich berücksichtigte bei der Knallgasreaktion nur die Bildung von gasförmigen Wasser.

Außerdem noch mit der falschen Temperaturangabe gerechnet. E ist T = 398,15 K angegeben, das paßt nicht zur Temperatur von θ = 25C, entsprechend T = 298,15 K. im Text der Aufgabenstellung.


2H2(g) + O2(g) → H2O(g)


Ich vernachlässigte den Kondensationsschritt, die Phasenumwandlung von den gasförmigen in den flüssigen Aggregatzustand des Reaktionsproduktes Wasser unter Freisetzung der Verdampfungsenthalpie.
Bei der Kondensation von 2 mol gasförmigen Wasser wird noch die Verdampfungsenthalpie zusätzlich zur Reaktionsenthalpie frei.

Jetzt komme ich auch auf eine Differenz von - 3 mol * RT, wenn ich den Kondensationsschritt berücksichtige.

_________________________________________________________________________________________

Auf der tollen Internetseite: wird die Bruttoreaktion von flüssigem Wasser behandelt.

Am Anfang befinden sich 2 mol Wasserstoff und 1 mol Sauerstoff in der Gasphase, ng(Anfang) = ( 2 + 1 ) mol = 3 mol .

Am Ende der Reaktion ist ng(Ende) = (0 ) mol, da das Wasser flüssig vorliegt.

Δn(g) = ng(Ende) - ng(Anfang) = ( 0 - 3 ) mol = - 3 mol

_________________________________________________________________________________________

Bei der Bildung von gasförmigen Wasser ist Δn(g) = - 1 , das macht zunächst -1 RT aus.

Im Kondensationsschritt von 2 mol gasförmigen Wasser ist Δ(g) = - 2, das macht - 2 RT aus.

Und in Summa für die Bildung von flüssigem Wasser kommt man dann auf - 3 RT.



Die Kondensationsenthalpie ist minus 2 mol mal der molaren Verdampfungsenthalpie.

Also: - 2 mol * ΔHverd., m

H2O(g) ⇌ H2O(l)


Die Reaktion

2H2(g) + O2(g) → H2O(l)

ist die Summe der Teilreaktionen

H2(g)+O2(g)H2O(g)+ΔHR,(H2O(g))
H2O(g)H2O(l)+- 2 mol * ΔHverd., m

ΔHR = ΔHR,(H2O(g)) - 2 mol * ΔHverd., m

Die Reaktionsenthalpie(Verdampfungsenthalpie) für die Bildung von gasförmigen Wasser ist die Änderung der Inneren Energie plus Δn(g) * RT.

 ΔUR,(H2O(g)) + Δn(g) * RT = ΔHR,(H2O(g))

mit Δn(g) = 1 mol, ΔHR,(H2O(g)) = ΔUR,(H2O(g)) + RT


Ein weiterer Ansatz:

Die molare Verdampfungsenthalpie von Wasser ist die molare Verdampfungsenergie plus RT,

ΔHverd., m = ΔUverd., m + RT

ΔHR = ΔUR,(H2O(g)) - 1 mol * RT - 2 mol * [ ΔUverd., m + RT ]

ΔHR = ΔUR,(H2O(g)) - 2 mol * ΔUverd., m + (- 1 - 2 ) mol * RT

ΔHR = ΔUR,(H2O(g)) - 2 mol * ΔUverd., m - 3 mol * RT

ΔUR = ΔUR,(H2O(g)) - 2 mol * ΔUverd., m

_____________________________________________________________________________________ Differenz:

ΔHR - ΔUR = - 3 mol * RT

$$\Delta H_{R} - \Delta U_{R} = (-3)\cdot mol\cdot \frac{8,314\cdot J}{K\cdot mol}\cdot 298,15\cdot K = - 7436,4573\cdot J \approx - 7,5\cdot KJ$$

Vielen Dank jetzt ist es klar.

:)

Gruzz

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