Physikalische Chemie. Peter W. AtkinsЧитать онлайн книгу.

in Abschn. 2.2); beachten Sie dabei die Werte der Koeffizienten und verwenden Sie den gleichen Ansatz wie in Beispiel 2.3 in Abschn. 2.2, um die Änderung der molaren Standardenthalpie zu berechnen.

S2.2.4 Die folgenden Daten zeigen, wie die molare Wärmekapazität bei konstantem Druck unter Standardbedingungen, , von Ammoniak mit der Temperatur variiert:

T/K 300 400 500 600

35,678 38,674 41,994 45,229

T/K 700 800 900 1000

48,269 51,112 53,769 56,244

      Verwenden Sie mathematische Software, um die gegebenen Daten an einen Ausdruck mit der Form anzupassen (vgl. Gl. (2.24) in Abschn. 2.2), und bestimmen Sie die Werte von a, b und c. Untersuchen Sie, ob ein Ausdruck der Form besser geeignet wäre, um die Daten anzupassen, und bestimmen Sie die Werte der Koeffizienten α, β und γ.

      S2.2.5 2,0 mol CO₂ befindensichbei 300 K in einem Behälter der Größe V = 15,0 dm³. Nach Zufuhr einer Wärmemenge von 2,35 kJ steigt die Temperatur auf 341 K an. Nehmen Sie an, dass das Gas die Van-der-Waals-Zustandsgleichung befolgt (siehe Abschn. 1.3), und berechnen Sie w, ΔU und ΔH.

      Abschnitt 2.3 – Thermochemie

       Diskussionsfragen

      D2.3.1 Eine primitive Klimaanlage für Orte, an denen kein elektrischer Strom verfügbar ist, kann durch das Aufhängen von Stoffstreifen, die zuvor mit Wasser getränkt wurden, konstruiert werden. Begründen Sie, warum dieses Prinzip funktioniert.

      D2.3.2 Beschreiben Sie zwei kalorimetrische Methoden zur Bestimmung der Enthalpieänderungen, die mit chemischen Prozessen einhergehen.

      D2.3.3 Erläutern Sie den Unterschied zwischen dem Standardzustand und dem Referenzzustand eines Elements.

      D2.3.4 In älterer Literatur finden sich häufig noch die (veralteten) Begriffe „Verbrennungswärme“ und „Verdampfungswärme“. Warum sind die thermodynamischen Begriffe „Verbrennungsenthalpie“ und „Verdampfungsenthalpie“ präziser?

       Leichte Aufgaben

      L2.3.1a Die Standardverdampfungsenthalpie von Tetrachlormethan ist Δ_VH^⊖ = 30,0 kJ mol^–1. Berechnen Sie q, w, ΔH und ΔU, wenn 0,75 mol CCl₄ (l) bei 250 K und 1 bar verdampft werden.

      L2.3.1b Die Standardverdampfungsenthalpie von Ethanol ist Δ_VH^⊖ = 43,5 kJ mol^–1. Berechnen Sie q, w, ΔH und ΔU, wenn 1,75 mol CCl₄ (l) bei 260 K und 1 bar verdampft werden.

      L2.3.2a Die Standardbildungsenthalpie von Ethylbenzol ist Δ_BH^⊖ = –12,5 kJ mol^–1. Berechnen Sie daraus die Standardverbrennungsenthalpie dieser Verbindung.

      L2.3.2b Die Standardbildungsenthalpie von Phenol ist Δ_BH^⊖ = –165,0 kJ mol^–1. Berechnen Sie daraus die Standardverbrennungsenthalpie dieser Verbindung.

      L2.3.3a Die Standardbildungsenthalpie von HCl(aq) ist Δ_BH^⊖ = –167 kJ mol^–1. Wie groß ist die Standardbildungsenthalpie von Chloridionen, Δ_BH^⊖ (Cl^–, aq)?

      L2.3.3b Die Standardbildungsenthalpie von HI (aq) ist Δ_BH^⊖ = −55 kJ mol^–1. Wie groß ist die Standardbildungsenthalpie von Iodidionen, Δ_BH^⊖ (I^–, aq)?

      L2.3.4a Bei Verbrennung von 120mg Naphthalin, C₁₀H₈(s), stieg die Temperatur eines Bombenkalorimeters um 3,05 K. Berechnen Sie die Wärmekapazität des Kalorimeters. Welchen Temperaturanstieg misst man bei Verbrennung von 150mg Phenol, C₆H₅OH(s), unter denselben Bedingungen? Die Standardverbrennungsenthalpie von Naphthalin beträgt –5157 kJ mol^–1.

      L2.3.4b Bei Verbrennung von 2,25 mg Anthracen, C₁₄H₁₀(s), stieg die Temperatur eines Bombenkalorimeters um 1,75 K. Berechnen Sie die Wärmekapazität des Kalorimeters. Welchen Temperaturanstieg misst man bei Verbrennung von 125mg Phenol, C₆H₅OH (s), unter denselben Bedingungen? Die Standardverbrennungsenthalpie von Anthracen beträgt –7061 kJ mol^–1.

      L2.3.5a Berechnen Sie unter Verwendung der Reaktionen (1) und (2) (i) Δ_RH^⊖ und Δ_RU^⊖ für Reaktion (3), (ii) Δ_BH^⊖ von H₂O (g) und HCl (g) jeweils bei 298 K. Alle Gase sollen sich ideal verhalten.

      1 (1) H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g), ΔRH⊖ = −184,62 kJ mol−1
      2 (2) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(g), ΔRH⊖ = −483,64 kJ mol−1
      3 (3) 4 HCl (g) + O2 (g) → 2Cl2 (g) + 2 H2O(g)

      L2.3.5b Berechnen Sie unter Verwendung der Reaktionen (1) und (2) (i) Δ_RH^⊖ und Δ_RU^⊖ für Reaktion (3), (ii) Δ_BH^⊖ von HI (g) und H₂O (g) jeweils bei 298 K. Alle Gase sollen sich ideal verhalten.

      1 (1) H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g), ΔRH⊖ = +52,96 kJ mol−1
      2 (2) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(g), ΔRH⊖ = −483,64 kJ mol−1
      3 (3) 4 HI (g) + O2 (g) → 2 I2 (g) + 2 H2O(g)

      L2.3.6a Berechnen Sie Δ_RH^⊖ für die Reaktion

      für die Δ_RU^⊖ (298 K) = –1373 kJ mol^–1 ist.

      L2.3.6b Berechnen Sie Δ_RH^⊖ für die Reaktion

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