Arbeitsbuch zu Atkins, de Paula, Keeler Physikalische Chemie. James J. Keeler

      Die Kalorimeterkonstante ist daher

      Die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von Phenol lautet

      Die Werte entnehmen wir wieder den Tab. 2.10 und 2.11 im Anhang des Lehrbuchs. Mit der gleichen Vorgehensweise wie zuvor erhalten wir Δ_CH^⊖ = −3054 kJ mol⁻¹, Δng = −1 mol und Δ_CU^⊖ = −3,05… × 10³ kJ mol⁻¹. Die Wärmemenge, die im Inneren des Bombenkalorimeters durch die Verbrennung von 150 mg Phenol (M = 94,10 g mol⁻¹) freigesetzt wird, ist

      Somit ist der Temperaturanstieg

       L2.3.5a

      1 (i) Reaktion (3) = (−2) × Reaktion (1) + Reaktion (2). Nach dem Satz von Hess werden die Reaktionsenthalpien der Reaktionen ebenso wie die Reaktionsgleichungen kombiniert:ΔRH⊖ hängt mit ΔRU⊖ über die in Gl. (2.20) angegebene Beziehung zusammen, ΔRH⊖=ΔRU⊖ + ΔngRT wobei Δng die Änderung der Stoffmenge der an der Reaktion beteiligten Gase bezeichnet. Im vorliegenden Fall ist Δng = 2 mol + 2 mol − 4 mol − 1 mol = −1 mol, und wir erhalten

      2 (ii) Reaktion (1) repräsentiert die Bildung von 2 mol HCl(g) aus den Elementen in ihren jeweiligen Referenzzuständen; die Standardbildungsenthalpie von 1 mol HCl (g) ist daherReaktion (2) repräsentiert die Bildung von 2 mol H2O (g) aus den Elementen in ihren jeweiligen Referenzzuständen; die Standardbildungsenthalpie von 1 mol H2O (g) ist daher

      L2.3.6a Δ_RH^⊖ hängt mit Δ_RU^⊖ über die in Gl. (2.20) angegebene Beziehung zusammen, Δ_RH^⊖=Δ_RU^⊖ + Δn_gRT, wobei Δn_g die Änderung der Stoffmenge der an der Reaktion beteiligten Gase bezeichnet. Im vorliegenden Fall ist Δn_g = 2 mol + 3 mol − 3 mol = +2 mol, und wir erhalten

       L2.3.7a

      1 (i) Die Standardreaktionsenthalpie bei 298 K lässt sich aus den Standardbildungsenthalpien bei 298 K mithilfe von Gl. (2.30a) berechnen:ΔRH⊖ hängt mit ΔRU⊖ über die in Gl. (2.20) angegebene Beziehung zusammen, ΔRH⊖ = ΔRU⊖ + ΔngRT, wobei Δng die Änderung der Stoffmenge der an der Reaktion beteiligten Gase bezeichnet. Im vorliegenden Fall ist Δng = 1 mol + 1 mol − 1 mol = +1 mol, und wir erhalten

      2 (ii) Die Differenz der molaren Wärmekapazitäten der Produkte und der Reaktanten lassen sich mithilfe von Gl. (2.32b) und den thermochemischen Daten aus Tab. 2.6 des Lehrbuchs berechnen:Unter der Voraussetzung, dass die Wärmekapazitäten im betrachteten Temperaturbereich konstant sind, können wir die integrierte Form des Kirchhoff’schen Gesetzes (Gl. (2.32d)) anwenden, und wir erhalten:

      L2.3.8a Die Reaktionsgleichung C(s, Graphit) + O₂ (g) CO (g) repräsentiert die Bildung von CO₂(g) aus den Elementen in ihren jeweiligen Referenzzuständen, daher ist Δ_RH^⊖ (298 K) = Δ_BH^⊖ (CO₂. g) = −393,51 kJmol⁻¹. Die Temperaturabhängigkeit der Standardreaktionsenthalpie ist durch das Kirchhoff’sche Gesetz (Gl. (2.32a)) gegeben:

      Die Differenz der molaren Wärmekapazitäten der Produkte und der Reaktanten lassen sich mithilfe von Gl. (2.32b) berechnen:

      In Tab. 2.2 in Abschn. 2.2 des Lehrbuchs sind die molaren Wärmekapazitäten bei konstantem Druck in der Form angegeben, daher schreiben wir mit Δa = a(CO₂, g) −a(O₂, g) −a(Graphit, s). In analoger Weise lassen sich entsprechende Beziehungen für Δb und Δc formulieren. So erhalten wir:

Durch Integration des Kirchhoff’schen Gesetzes erhalten wir

      Einsetzen der Werte liefert

      Schwerere Aufgaben

      S2.3.1 Bei konstantem Druck ist die Temperaturerhöhung durch Gl. (2.23) gegeben, q_p = CpΔT. Für die Wärmekapazität verwenden wir näherungsweise den Standardwert von Wasser, , wobei n die Stoffmenge in Mol ist. Daher ist

      Wenn wir davon ausgehen, dass für den Wärmeverlust im Wesentlichen die Verdampfung von Wasser verantwortlich ist, H₂O (298 K, l) → H₂O (298 K, g), dann erhalten wir mit den Werten aus Tab. 2.3 des Lehrbuchs für die Stoffmenge

      Die zugehörige Masse ist

      Anmerkung: Dieser Wert entspricht ungefähr 30 Gläsern Wasser pro Tag, was den normalen Konsum deutlich übersteigt. Die Diskrepanz könnte an unserer Annahme liegen, dass der Wasserverlust die dominierende Ursache für den Wärmeverlust ist.

       S2.3.3

      1 (a) Die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von Cyclopropan istDie benötigten thermodynamischen Daten entnehmen wir aus Tab. 2.10 im Anhang des Lehrbuchs. Für die hier vorliegende Reaktion lautet Gl. (2.30a)Somit erhalten wir für die Standardbildungsenthalpie von Cyclopropan

      2 (b) Die Standardenthalpie für die Isomerisierungsreaktion Cyclopropan → Propen ist

      S2.3.5 Im beschriebenen Experiment wird die Verbrennung von 0,825 g Benzoesäure (M = 122,1174g mol⁻¹) zur Bestimmung der Kalorimeterkonstante eingesetzt. Die im Inneren des Kalorimeters freigesetzte Wärmemenge ist

      Die Kalorimeterkonstante ist daher

      Daraus folgt für die bei der Verbrennung des Zuckers D-Ribose freigesetzte Wärme

      und die Innere Energie dieses Prozesses ist

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