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Chemie-LK · CL1 · Chemische Energetik

Gibbs-Helmholtz-Regler

ΔH, ΔS und T verschieben: Die Gerade ΔG(T) zeigt, ab welcher Temperatur eine Reaktion exergonisch wird; Kalkbrennen und Ammoniaksynthese als Beispiele.

So gehst du vor

  1. 1Wähle eine Reaktion. ΔrH und ΔrS stammen aus der Tabelle des Skripts.
  2. 2Ziehe die schwarze Marke im Diagramm (oder den Regler T) und lies ΔrG bei verschiedenen Temperaturen ab.
  3. 3Verändere ΔrH (runder Griff am Achsenabschnitt) und ΔrS (eckiger Griff, er dreht die Gerade) und beobachte, wann sich das Vorzeichen umkehrt.
  4. 4Ordne die Reaktionen den vier Fällen zu.

ΔrG = ΔrH − T · ΔrS

endergonisch (ΔrG > 0)exergonisch (ΔrG < 0)−400−300−200−10001002003004000250500750100012501500ΔrG in kJ · mol⁻¹T in K1 119 K298 K: ΔrG = 131,5 kJ · mol⁻¹ΔrHSteigung −ΔrS

Die Gerade schneidet die senkrechte Achse bei ΔrH und hat die Steigung −ΔrS. Annahme wie im Skript: ΔrH und ΔrS hängen kaum von der Temperatur ab, Standarddruck.

Enthalpieterm und Entropieterm

0179,2ΔrH−47,7−T · ΔrS131,5ΔrGWerte in kJ · mol⁻¹ bei 298 K

Reaktion

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Quelle: Tabelle des Skripts.

Einstellen

ΔrH

179,2 kJmol

ΔrS

160,2 Jmol · K

Temperatur T

298 K
T = 298 K (25 °C)
ΔrG = 179,2 kJmol − 298 K · 0,1602 kJmol · K = 131,5 kJmol
endergonisch: läuft nicht freiwillig ab
Umkehrtemperatur T = ΔrH : ΔrS = 1 119 K (846 °C)

Die vier Fälle

ΔrH < 0, ΔrS > 0
bei jeder Temperatur exergonisch
ΔrH > 0, ΔrS < 0
bei keiner Temperatur exergonisch
ΔrH < 0, ΔrS < 0
exergonisch unterhalb der Umkehrtemperatur (enthalpiegetrieben)
ΔrH > 0, ΔrS > 0
exergonisch oberhalb der Umkehrtemperatur (entropiegetrieben)

Aufträge

  1. Kalkbrennen: Bestimme ΔrG bei 25 °C und die Temperatur, ab der Kalkstein zerfällt. Begründe, warum Kalköfen bei 900 bis 1200 °C betrieben werden.
  2. Ammoniaksynthese: Bestimme ΔrG bei 25 °C und bei 450 °C (723 K) und die Umkehrtemperatur. Erkläre den Widerspruch zum Haber-Bosch-Verfahren, das bei 450 °C arbeitet.
  3. Ammoniumnitrat löst sich in Wasser unter Abkühlung (Kältepack). Erkläre mit dem Diagramm, warum der Vorgang trotzdem freiwillig abläuft, und bestimme, unterhalb welcher Temperatur er es nicht mehr täte.
  4. Ordne alle acht Beispielreaktionen den vier Fällen zu und gib für jeden Fall an, woran man ihn an der Geraden erkennt.

Theorie: Kapitel „Freie Enthalpie und Gibbs-Helmholtz-Gleichung“ und „Entropieänderungen und der Zweite Hauptsatz“ im Skript CL1 Chemische Energetik. Warum die Ammoniaksynthese trotzdem bei 450 °C läuft: Gleichgewicht verschieben; Reaktionsenthalpien messen: Kalorimeter.

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Fragen und Aufgaben zu den passenden Abschnitten im Skript:

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