2 Fragen zu Standardreaktionsenthalpie

Um die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion \(3 \text{H}_2 + \text{O}_3 \rightarrow 3 \text{H}_2\text{O}\) mit dem Satz von Hess zu berechnen, benötigst du die Standardbildungsenthalpien der beteiligten Substanzen. Der Satz von Hess besagt, dass die Gesamtenthalpieänderung einer Reaktion unabhängig vom Reaktionsweg ist und nur von den Anfangs- und Endzuständen abhängt. Die Standardbildungsenthalpien (\( \Delta H_f^\circ \)) sind typischerweise in Tabellen zu finden. Hier sind die Werte, die du benötigst: - \( \Delta H_f^\circ (\text{H}_2) = 0 \, \text{kJ/mol} \) (Elementarzustand) - \( \Delta H_f^\circ (\text{O}_3) = 142.2 \, \text{kJ/mol} \) - \( \Delta H_f^\circ (\text{H}_2\text{O}) = -285.8 \, \text{kJ/mol} \) Die molare Standardreaktionsenthalpie (\( \Delta H^\circ_{reak} \)) kann dann mit der folgenden Formel berechnet werden: \[ \Delta H^\circ_{reak} = \sum \Delta H_f^\circ (\text{Produkte}) - \sum \Delta H_f^\circ (\text{Edukte}) \] Setzen wir die Werte ein: \[ \Delta H^\circ_{reak} = [3 \cdot \Delta H_f^\circ (\text{H}_2\text{O})] - [3 \cdot \Delta H_f^\circ (\text{H}_2) + \Delta H_f^\circ (\text{O}_3)] \] \[ \Delta H^\circ_{reak} = [3 \cdot (-285.8 \, \text{kJ/mol})] - [3 \cdot 0 + 142.2 \, \text{kJ/mol}] \] \[ \Delta H^\circ_{reak} = -857.4 \, \text{kJ/mol} - 142.2 \, \text{kJ/mol} \] \[ \Delta H^\circ_{reak} = -999.6 \, \text{kJ/mol} \] Die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion \(3 \text{H}_2 + \text{O}_3 \rightarrow 3 \text{H}_2\text{O}\) beträgt also \(-999.6 \, \text{kJ/mol}\).

Um die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion \( \text{NaOH} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Na}^+ + \text{H}_2\text{} \) mit dem Satz von Hess zu berechnen, benötigst du die Standardbildungsenthalpien der beteiligten Substanzen. Der Satz von Hess besagt, dass die Gesamtenthalpieänderung einer Reaktion unabhängig von dem Weg ist, den die Reaktion nimmt. Die Reaktionsenthalpie kann wie folgt berechnet werden: \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = \sum \Delta H^\circ_f (\text{Produkte}) - \sum \Delta H^\circ_f (\text{Edukte}) \] Hier sind die Standardbildungsenthalpien (in kJ/mol) der relevanten Substanzen: - \( \Delta H^\circ_f (\text{NaOH}) \) = -469,6 kJ/mol - \( \Delta H^\circ_f (\text{H}^+) \) = 0 kJ/mol (Referenzwert) - \( \Delta H^\circ_f (\text{Na}^+) \) = -240,0 kJ/mol - \( \Delta H^\circ_f (\text{H}_2\text{O}) \) = -285,8 kJ/mol Setze die Werte in die Gleichung ein: \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = [\Delta H^\circ_f (\text{Na}^+) + \Delta H^\circ_f (\text{H}_2\text{O})] - [\Delta H^\circ_f (\text{NaOH}) + \Delta H^\circ_f (\text{H}^+)] \] \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = [(-240,0) + (-285,8)] - [(-469,6) + 0] \] \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = -525,8 + 469,6 \] \[ \Delta H^\circ_{\text{Reaktion}} = -56,2 \text{ kJ/mol} \] Die molare Standardreaktionsenthalpie für die Reaktion beträgt also etwa -56,2 kJ/mol.