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Alt 10.04.2005, 12:46   #4   Druckbare Version zeigen
ricinus Männlich
Moderator
Beiträge: 23.863
AW: Ionenprodukt des Wassers und Temperatur

Zitat:
Zitat von Caelo
Ich habe noch einige Fragen zu folgender Formel: deltaG=deltaH-TdeltaS=-RTlnK

deltaH = molare Enthalpie in kJ*mol-1 ; also: Produkte/Edukte
Ja.
Einfacher geht es allerdings mit der Beziehung :
dlnK/dT=deltaH/RT2 (van't Hoffsche Gleichung), die, wenn man sie integriert,
ln(K(T2))-ln(K(T1))=-(deltaH/R)(1/T2-1/T1) ergibt...
dann braucht man nämlich nur deltaH zu kennen (nicht die Entropie) und den Wert von K bei einer Temperatur (z.B. K1 bei T1), dann kann man K2 bei T2 berechnen. So macht man es meist in der Praxis...
Zitat:
T= Temperatur in Kelvin, bei der die Reaktion stattfindet; also 273K + 25K ?
Ja, mit T ist die absolute (Kelvin) Temperatur gemeint.
Zitat:
deltaS= molare Entropie in kJ*K-1*mol-1 ?
Ja.
Zitat:
-R= Gaskonstante= 0,008314 kJ*K-1*mol-1?
Ja, aber mit positivem Vorzeichen.
Zitat:
T= Temperatur des Dreiphasenpunktes von Wasser= 273,16 K ?
Jetzt versteh ich aber nicht. Was hat das ganze mit dem Tripelpunkt von Wasser zu tun ? T ist einfach die Temperatur bei der du K wissen willst.
Zitat:
und schließlich die Formel nach ln(K) auflösen und das K dann in die Formel KW = K * c2(H2O) einsetzen?
Berechne es lieber mit der integrierten vant Hoff Gleichung. Ist einfacher...du kennst ja Kw bei 25°C = 10-14 Die GG Konstante K wäre ja

K=[H+][OH-]/[H2O]
=Kw/[H2O], wobei die Konz. des flüssigen Wassers in Wasser als konstant 55.555 mol/l angesehen werden darf, da die Autoprotolyse so schwach ist, dass sie diese nicht wesentlich verändert.
Also ist K=Kw/55.555

Du brauchst dann nur noch die Enthalpie für die Eigendissoziation, und dann kanns los gehen mit der Berechnung

lg
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