Chemische Thermodynamik und Gleichgewichtszustände
Vorlesung Allg. Chemie 1 Universität Bern Nach "Chemie"; Charles E. Mortimer, Ulrich Müller, 10. Auflage, Thieme Verlag
Vorlesung Allg. Chemie 1 Universität Bern Nach "Chemie"; Charles E. Mortimer, Ulrich Müller, 10. Auflage, Thieme Verlag
Unterschied offenes, geschlossenes und isoliertes System
siehe Bild
Konversion von Arbeit in Wärme
dT = c w wobei c = 4.16 Joule/cal
Erster Hauptsatz der Thermodynamik
Energieerhaltungssatz: Energei kann von einer Form in eine andere umgewandelt werden, sie kann aber weder erzeugt noch vernichtet werden.
U eines isolierten Systems ist konstant.
Spontane, wirkliche Vorgänge
- Temperaturausgleich zw. Körpern mit anfänglich verschiedener T.
- Vermischung zweier Gase mit derselben T.
Definition Zustandsgrösse
Eine Funktion f (z..B. U, H, u.a.), welche nur vom zu beschreibenden Zustand eines Systems abhängt, nicht aber vom Weg, auf dem f erreicht wird, sei Zustandsgrösse genannt.
Enthalpie Formel
aufgenommene / abgegebene Wärme
dH = dU + pdV = q
dH < 0 --> Abgabe von Wärme
dH > 0 --> Aufnahme von Wärme
Defintion Entropie S
Verteilung von Materie und Energie (Unordnung).
dS = qreversibel / T = n R ln(VE / VA) = cv ln(TE / TA)
[J/K]
Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik
Bei einem spontanen Vorgang steigt die Entropie S in einem isolierten System.
dSGesamt > 0 --> spontan
Dritter Hauptsatz der Thermodynamik
Die Entropie S einer ideal kristallisierenden reinen Substanz bei T = 0 K beträgt 0
(Idealisierend! In der Realität nicht möglich!)
Freie Enthalpie: Gibbs Funktion
Entropieänderungen System UND Umgebung
dSUmgebung =- dH / T
dSGesamt = dS + dSUmgebung
dG = - TdSGesamt = dH - TdS = wnicht-expansiv
Freie Enthalpie und Gesamtentropie bei spontanen Vorgängen
dG < 0 --> exergonisch
dSGesamt > 0 --> exotherm
Geringere freie Enthalpie = Das Systme und die Umgebung zeigen gemeinsam eine Tendenz zu einer insgesamt erhöhten Gesamtentropie.
Differenz dG und dH
E, welche als Wärme an die Umgebung abgeführt werden muss, damit der Vorgang spontan abläuft und dabei Arbeit produzieren kann.
Notationen
dG(p, T), dG(p°, T), dG(p°, T°)
dG°
ohne ° generell, ° = konstant
dG° auch, wenn nur der Druck konstant und Temperatur gegeben ist.
Reaktionskinetische Formeln Hin- Rückreaktion
Hin: v+ = k+ xA xB
Rück: v- = k- xc2
Im Gleichgewicht gilt: k+ xA xB = k- xc2
oder: k+ / k- = K = xc2 / xA xB
Defintion ideales Gas
Gasmoleküle bewegen sich zufällig und haben kein Eigenvolumen.
Gleichgewichtskonstante (wichtige Formel)
K (T) = exp { - dG°R(T) / R T }
Immer dieselbe!
Addition der Teilreaktionen --> Multiplikation
Substraktion der Teilreaktionen --> Division
Gleichgewichtszustand unter Bedingung dGR(T)=0 (Formel)
dG°R(T) = - RT ln K
Grössenordnung dG°R im Vergleich K
dG°R K
- 200 1.1 * 1035
0 1.0
200 9.3 * 10-36
K Formel allgemein
ProduktAnzahl Teilchen / EduktAnzahl Teilchen
Temperaturabhängigkeit von K
dG°R(T) = dH°R - T dS°R(T)
dH°R ( 1 / Ti - 1 / Tj) = R ln (Kj / Ki)
Massenerhaltungsgleichungen
[A]0 = 2 [A2] + [AB]
[B]0 = 2 [B2] + [AB]
Def. Kp
Kp = px (X) * pz(Z) / pa (A) * pe(E) [kPa]
Zusammenhang Kc :
Kp = Kc * (RT)dn wobei dn die Anzahl Mole der Produkte minus die Anzahl Mole der Edukte ist.
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Unterschied offenes, geschlossenes und isoliertes System
siehe Bild
Konversion von Arbeit in Wärme
dT = c w wobei c = 4.16 Joule/cal
Erster Hauptsatz der Thermodynamik
Energieerhaltungssatz: Energei kann von einer Form in eine andere umgewandelt werden, sie kann aber weder erzeugt noch vernichtet werden.
U eines isolierten Systems ist konstant.
Spontane, wirkliche Vorgänge
- Temperaturausgleich zw. Körpern mit anfänglich verschiedener T.
- Vermischung zweier Gase mit derselben T.
Definition Zustandsgrösse
Eine Funktion f (z..B. U, H, u.a.), welche nur vom zu beschreibenden Zustand eines Systems abhängt, nicht aber vom Weg, auf dem f erreicht wird, sei Zustandsgrösse genannt.
Enthalpie Formel
aufgenommene / abgegebene Wärme
dH = dU + pdV = q
dH < 0 --> Abgabe von Wärme
dH > 0 --> Aufnahme von Wärme
Defintion Entropie S
Verteilung von Materie und Energie (Unordnung).
dS = qreversibel / T = n R ln(VE / VA) = cv ln(TE / TA)
[J/K]
Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik
Bei einem spontanen Vorgang steigt die Entropie S in einem isolierten System.
dSGesamt > 0 --> spontan
Dritter Hauptsatz der Thermodynamik
Die Entropie S einer ideal kristallisierenden reinen Substanz bei T = 0 K beträgt 0
(Idealisierend! In der Realität nicht möglich!)
Freie Enthalpie: Gibbs Funktion
Entropieänderungen System UND Umgebung
dSUmgebung =- dH / T
dSGesamt = dS + dSUmgebung
dG = - TdSGesamt = dH - TdS = wnicht-expansiv
Freie Enthalpie und Gesamtentropie bei spontanen Vorgängen
dG < 0 --> exergonisch
dSGesamt > 0 --> exotherm
Geringere freie Enthalpie = Das Systme und die Umgebung zeigen gemeinsam eine Tendenz zu einer insgesamt erhöhten Gesamtentropie.
Differenz dG und dH
E, welche als Wärme an die Umgebung abgeführt werden muss, damit der Vorgang spontan abläuft und dabei Arbeit produzieren kann.
Notationen
dG(p, T), dG(p°, T), dG(p°, T°)
dG°
ohne ° generell, ° = konstant
dG° auch, wenn nur der Druck konstant und Temperatur gegeben ist.
Reaktionskinetische Formeln Hin- Rückreaktion
Hin: v+ = k+ xA xB
Rück: v- = k- xc2
Im Gleichgewicht gilt: k+ xA xB = k- xc2
oder: k+ / k- = K = xc2 / xA xB
Defintion ideales Gas
Gasmoleküle bewegen sich zufällig und haben kein Eigenvolumen.
Gleichgewichtskonstante (wichtige Formel)
K (T) = exp { - dG°R(T) / R T }
Immer dieselbe!
Addition der Teilreaktionen --> Multiplikation
Substraktion der Teilreaktionen --> Division
Gleichgewichtszustand unter Bedingung dGR(T)=0 (Formel)
dG°R(T) = - RT ln K
Grössenordnung dG°R im Vergleich K
dG°R K
- 200 1.1 * 1035
0 1.0
200 9.3 * 10-36
K Formel allgemein
ProduktAnzahl Teilchen / EduktAnzahl Teilchen
Temperaturabhängigkeit von K
dG°R(T) = dH°R - T dS°R(T)
dH°R ( 1 / Ti - 1 / Tj) = R ln (Kj / Ki)
Massenerhaltungsgleichungen
[A]0 = 2 [A2] + [AB]
[B]0 = 2 [B2] + [AB]
Def. Kp
Kp = px (X) * pz(Z) / pa (A) * pe(E) [kPa]
Zusammenhang Kc :
Kp = Kc * (RT)dn wobei dn die Anzahl Mole der Produkte minus die Anzahl Mole der Edukte ist.
