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Alt 31.03.2006, 16:52   #3   Druckbare Version zeigen
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Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 47
AW: Freie Reaktionsenthalpie - warum nicht innere Energie + Entropie?

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied
Die so genannte Reaktionentropie ist vor wie nach der Reaktion vorhanden. Sie wird lediglich vom System an die Umgebung abgegeben(oder umgekehrt). Und dies bei isothermer Reaktionsführung reversibel.

Ich frage mich immer wieder, welche Erklärung die Damen und Herren Professoren dafür geben, dass die Terme (-pdV) und TdS in Abzug zu bringen sind, wenn man die für den Reaktionsantrieb entscheidende Energie ausrechnet.

Mich würde interessieren, welche Erklärung Ihr Professor dafüt parat gehabt hat?
In meiner Vorlesung wurde bzgl. der Formel DG = DH - T * DS erwähnt, dass die Entropie nicht abnimmt, sondern konstant bleibt oder zunimmt. Ob die Reaktion abläuft, sei aber abhängig vom Vorzeichen von DG. Ich hatte das so verstanden, dass auch endotherme Reaktionen (DH > 0) ablaufen können, falls das mit einer Entropiezunahme (d.h. -T*DS < 0) einhergeht, sodass insgesamt DG < 0 ist. Es gibt doch das Beispiel, dass man best. Salze in Wasser auflöst und dabei die Temperatur abnimmt, d.h. die Reaktion ist endotherm, läuft aber dennoch - aufgrund der Entropiezunahme von System und/oder Umgebung - ab. Oder sehe ich da etwas falsch?

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied
{\Delta}H ist {\Delta}U abzüglich (!)der (reversiblen !) Volumenarbeit (-p*{\Delta}V).

Der Rest ist Vorzeichenmathematik.
Ja genau, diese Vorzeichenkonventionen waren mein Problem, weil die Formulierung DH = DU + p*DV, wie sie in der Vorlesung und im Mortimer verwendet wurde, ja auf den ersten Blick etwas anderes vermuten lässt.

Mit anderen Worten: bei isobaren Reaktionen ist DH ausschlaggebend dafür, ob die Reaktion abläuft, bei isochoren DU?

Danke für die Mühe!
min
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