Grundpraktikum der Anorganischen und Physikalischen Chemie II - Exam.pdf

Aufgabe 2)

Führe eine detaillierte Analyse der folgenden Redoxreaktion durch: \( \text{Fe}^{3+} + \text{Ag} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{Ag}^{+} \) Dabei möchten wir verstehen, welche Komponenten hier reduziert bzw. oxidiert werden und wie man das Standardelektrodenpotential einbezieht. Diese Kenntnisse sind relevant für Anwendungen in elektrochemischen Zellen, Batterien, und Korrosionsschutz.

a)

Ermittle für die oben gegebene Reaktion die halben Reaktionsgleichungen der Oxidation und Reduktion. Bezeichne klar, welches die Oxidation und welches die Reduktion ist.

Lösung:

Um die gegebene Redoxreaktion detailliert zu analysieren, müssen wir sie in ihre jeweiligen Halbgleichungen, also die Oxidations- und Reduktionsreaktionen, aufteilen. Die Redoxreaktion lautet:

\( \text{Fe}^{3+} + \text{Ag} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{Ag}^{+} \)

• Oxidation:

Oxidation bedeutet, dass ein Stoff Elektronen verliert. In dieser Reaktion verliert das Silber (Ag) ein Elektron und wird zu einem Silberion (Ag⁺):

\( \text{Ag} \rightarrow \text{Ag}^{+} + e^{-} \)

• Reduktion:

Reduktion bedeutet, dass ein Stoff Elektronen gewinnt. Hier gewinnt das Eisen(III)-Ion (Fe³⁺) ein Elektron und wird zu einem Eisen(II)-Ion (Fe²⁺):

\( \text{Fe}^{3+} + e^{-} \rightarrow \text{Fe}^{2+} \)

Zusammenfassend haben wir die folgenden Halbgleichungen:

• Oxidation: \( \text{Ag} \rightarrow \text{Ag}^{+} + e^{-} \)
• Reduktion: \( \text{Fe}^{3+} + e^{-} \rightarrow \text{Fe}^{2+} \)

In dieser Reaktion wird also Silber (\( \text{Ag} \)) oxidiert (Elektronen werden abgegeben) und Eisen(III) (\( \text{Fe}^{3+} \)) wird reduziert (Elektronen werden aufgenommen).

b)

Berechne das Standardelektrodenpotential (E°) der gesamten Reaktion, wenn die Standardelektrodenpotentiale für die halben Reaktionen betragen: \( E°(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = +0.77 \text{ V} \) und \( E°(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = +0.80 \text{ V} \) Bestimme die Richtung der Reaktion unter Standardbedingungen.

Lösung:

Um das Standardelektrodenpotential (E°) der gesamten Reaktion zu berechnen, müssen wir die gegebenen Standardelektrodenpotentiale der einzelnen Halbzellen verwenden. Die relevanten Halbzellenreaktionen und ihre Standardelektrodenpotentiale sind:

• \( E°(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = +0.77 \text{ V} \)
• \( E°(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = +0.80 \text{ V} \)

Zuerst müssen wir die Halbzellenreaktionen und ihre Standardelektrodenpotentiale aufschreiben:

• Reduktion: \( \text{Fe}^{3+} + e^{-} \rightarrow \text{Fe}^{2+} \) (\( E° = +0.77 \text{ V} \))
• Oxidation: \( \text{Ag} \rightarrow \text{Ag}^+ + e^{-} \) (\( E° = -0.80 \text{ V} \), da bei der Oxidation das Vorzeichen umgekehrt wird)

Das Gesamtstandardelektrodenpotential (E°_gesamt) der Reaktion kann berechnet werden, indem man die beiden Standardelektrodenpotentiale addiert:

\( E°_{gesamt} = E°_{Reduktion} + E°_{Oxidation} \)

\( E°_{gesamt} = +0.77 \text{ V} + (-0.80 \text{ V}) \)

\( E°_{gesamt} = -0.03 \text{ V} \)

Da das Gesamtstandardelektrodenpotential negativ ist, bedeutet dies, dass die Reaktion unter Standardbedingungen nicht spontan abläuft. Eine negative Gesamt-E° bedeutet, dass die umgekehrte Reaktion bevorzugt wird.

Zusammenfassend:

• Das Standardelektrodenpotential der gesamten Reaktion ist \( -0.03 \text{ V} \).
• Die Reaktion verläuft unter Standardbedingungen nicht in die angegebene Richtung (\( \text{Fe}^{3+} + \text{Ag} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{Ag}^{+} \)), sondern eher in die entgegengesetzte Richtung.

c)

Leite ab, wie diese Redoxreaktion zur Anwendung in einer Batterie geführt werden kann. Beziehe dabei die Konzepte von Anode, Kathode und deren jeweiligen Reaktionen ein. Bestimme die Spannung, die diese Batterie liefern würde.

Lösung:

Um die gegebene Redoxreaktion in einer Batterie zu betrachten, müssen wir die Konzepte der Anode, Kathode und die zugehörigen Reaktionen verstehen.

Die gegebene Redoxreaktion lautet:

\( \text{Fe}^{3+} + \text{Ag} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{Ag}^+ \)

Die Halbgleichungen sind bereits bekannt:

• Oxidation (Anode): \( \text{Ag} \rightarrow \text{Ag}^+ + e^- \)
• Reduktion (Kathode): \( \text{Fe}^{3+} + e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+} \)

In einer elektrochemischen Zelle oder Batterie:

• Anode (Oxidation): Hier findet die Oxidation statt. Silber (Ag) wird zu Silberionen (\( \text{Ag}^+ \)) oxidiert.
• Kathode (Reduktion): Hier findet die Reduktion statt. Eisen(III)-Ionen (\( \text{Fe}^{3+} \)) werden zu Eisen(II)-Ionen (\( \text{Fe}^{2+} \)) reduziert.

Nun müssen wir die Spannung der Batterie bestimmen. Die Standardelektrodenpotentiale (E°) der jeweiligen Halbzellen lauten:

• \( E°(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = +0.77 \text{ V} \)
• \( E°(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = +0.80 \text{ V} \)

Da das Potential der Kathode positiver ist als das der Anode, wird die Kathode immer das Material mit dem positiven Potential sein:

Die Spannung (E°_Zelle) der Batterie kann durch die Differenz der Standardelektrodenpotentiale berechnet werden:

\( E°_{Zelle} = E°_{Kathode} - E°_{Anode} \)

Für unsere Reaktion:

\( E°_{Zelle} = 0.77 \text{ V} - 0.80 \text{ V} = -0.03 \text{ V} \)

Da die resultierende Spannung negativ ist, bedeutet dies, dass die gegebene Reaktion in der gegebenen Richtung nicht spontan ablaufen würde.

Um diese Reaktion in einer Batterie zu nutzen, müsste die Richtung der Reaktion umgekehrt werden. Dies würde zu:

• Oxidation (Anode): \( \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^- \) (\( E° = -0.77 \text{ V} \))
• Reduktion (Kathode): \( \text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag} \) (\( E° = +0.80 \text{ V} \))

Für die umgekehrte Reaktion:

\( E°_{Zelle} = 0.80 \text{ V} - (-0.77 \text{ V}) = 0.80 \text{ V} + 0.77 \text{ V} = 1.57 \text{ V} \)

Damit würde die Batterie eine Spannung von 1.57 V liefern.

Aufgabe 3)

Synthese und Charakterisierung von Zinkoxid (ZnO): Zinkoxid, eine anorganische Verbindung, kann durch verschiedene Methoden synthetisiert werden. Eine der einfachsten Methoden ist die Zinkverbrennung, bei der Zinkmetall mit Sauerstoff reagiert, um Zinkoxid zu bilden. Zinkoxid ist ein weißes Pulver, das in zahlreichen Anwendungen verwendet wird, darunter als Katalysator, in der Elektronik und in der Kosmetik.

Reaktionsgleichung: \[2Zn + O_2 \rightarrow 2ZnO\]

Verfahren: Die Synthese von Zinkoxid kann durch die Verbrennung von Zink an der Luft durchgeführt werden. Dabei entsteht das Produkt ZnO.

• Saubere Arbeitsweise und Sicherheitsvorkehrungen sind essenziell.
• Die Eigenschaften des Produkts werden durch verschiedene charakterisierende Methoden untersucht, zum Beispiel Röntgenstrukturanalyse und IR-Spektroskopie.

b)

Teilaufgabe 2: Beschreibe den grundsätzlichen Aufbau und die Funktionsweise eines Röntgendiffraktometers. Wie würde die Röntgenstrukturanalyse dazu beitragen, die Struktur des synthetisierten Zinkoxids zu verifizieren?

Lösung:

Teilaufgabe 2: Beschreibe den grundsätzlichen Aufbau und die Funktionsweise eines Röntgendiffraktometers. Wie würde die Röntgenstrukturanalyse dazu beitragen, die Struktur des synthetisierten Zinkoxids zu verifizieren?

Grundsätzlicher Aufbau und Funktionsweise eines Röntgendiffraktometers

Ein Röntgendiffraktometer besteht aus folgenden Hauptkomponenten:

• Röntgenquelle: Erzeugt Röntgenstrahlen, die auf die Probe gerichtet werden. Diese Strahlen werden typischerweise mittels eines Röntgenröhren-Generators oder einer Synchrotronstrahlungsquelle produziert.
• Probenträger: Hier wird die Probe, in unserem Fall das Zinkoxid, positioniert. Der Probenträger kann meist gedreht werden, um die Probe aus verschiedenen Winkeln zu bestrahlen.
• Detektor: Erfasst die Röntgenstrahlen, die von der Probe gestreut werden. Der Detektor ist in der Lage, die Intensität der streuenden Strahlen in Abhängigkeit vom Winkel zu messen.
• Goniometer: Ein Präzisionsinstrument, das die Winkelstellung des Detektors und der Probe genau steuern und messen kann.

Funktionsweise:

1. Die Röntgenquelle erzeugt Röntgenstrahlen, die auf die Probe treffen. 2. Die Röntgenstrahlen werden an den Kristallebenen der Probe gestreut. Diese Streuung ist ein Ergebnis der Wechselwirkung der Röntgenstrahlen mit den Elektronen im Kristallgitter. 3. Der gestreute Strahl hat bestimmte Beugungswinkel, die von der Struktur der Probe abhängen.4. Der Detektor misst die Intensität der gestreuten Strahlen in Abhängigkeit vom Winkel.5. Die gesammelten Daten werden ausgewertet, um das Beugungsmuster zu erhalten.

Beitrag der Röntgenstrukturanalyse zur Verifikation der Struktur von Zinkoxid

Durch die Röntgenstrukturanalyse (XRD) kann die Struktur eines Kristalls detailliert untersucht werden. Für Zinkoxid legt die Röntgenstrukturanalyse Folgendes offen:

• Kristallstruktur: XRD-Muster liefern Informationen über die Kristallstruktur des Materials. Jede Kristallstruktur hat ein charakteristisches Beugungsmuster, das als Fingerabdruck dient.
• Zellparameter: Die Abstände und Winkel zwischen den Atomen in der Kristallstruktur können durch Auswertung des Beugungsmusters bestimmt werden. Diese Parameter sind spezifisch für Zinkoxid und ermöglichen die Verifizierung seiner Struktur.
• Reinheit: Durch die Analyse des Beugungsmusters können Verunreinigungen oder sekundäre Phasen identifiziert werden, da diese zusätzliche Peaks im Beugungsmuster erzeugen können.
• Kristallinität: Die Schärfe und Intensität der Beugungsspitzen geben Aufschluss über den Grad der Kristallinität des Materials.

Durch Vergleich des experimentell gewonnenen Beugungsmusters mit bekannten Referenzdaten für Zinkoxid kann bestätigt werden, ob die synthetisierte Probe tatsächlich Zinkoxid ist und ob es in der erwarteten Kristallstruktur vorliegt.

c)

Teilaufgabe 3: Erläutere, wie eine IR-Spektroskopie durchgeführt wird und welche charakteristischen Peaks du für Zinkoxid erwarten würdest. Beschreibe die Interpretation der IR-Daten für die Bestätigung der Produktidentität.

Lösung:

Teilaufgabe 3: Erläutere, wie eine IR-Spektroskopie durchgeführt wird und welche charakteristischen Peaks du für Zinkoxid erwarten würdest. Beschreibe die Interpretation der IR-Daten für die Bestätigung der Produktidentität.

Durchführung der IR-Spektroskopie

Die Infrarot-Spektroskopie (IR-Spektroskopie) ist eine Technik zur Untersuchung von Molekülschwingungen. Der grundlegende Ablauf einer IR-Spektroskopie umfasst folgende Schritte:

• Probenvorbereitung: Die Probe, in unserem Fall das Zinkoxid, wird in einer geeigneten Form vorbereitet, häufig als feines Pulver.
• Messen des Hintergrundspektrums: Ein IR-Spektrum für das leere Messgerät (ohne Probe) wird zuerst aufgenommen, um den Einfluss des Geräts und der Umgebungsluft zu eliminieren.
• Aufnahme des Probespektrums: Die IR-Strahlung wird durch die Probe geleitet, und die absorbierten Frequenzen werden gemessen. Dies geschieht typischerweise im Bereich von 4000 bis 400 cm^-1.
• Berechnung des Transmissionsspektrums: Das Transmissionsspektrum wird durch Relation des Probespektrums zum Hintergrundspektrum berechnet, um das tatsächliche Absorptionsspektrum der Probe zu erhalten.
• Auswertung: Das resultierende Spektrum zeigt Peaks, die den verschiedenen Schwingungsfrequenzen der Molekülgruppen entsprechen. Diese Peaks werden analysiert, um die chemische Zusammensetzung der Probe zu bestimmen.

Charakteristische Peaks für Zinkoxid

Für Zinkoxid (ZnO) sind die charakteristischen IR-Absorptionspeaks im Bereich niedriger Wellenzahlen zu erwarten, üblicherweise zwischen 400 und 600 cm^-1. Diese Peaks sind den Metall-Oxid-Bindungen zuzuordnen:

• Zn-O-Streckschwingung: Ein starker Peak im Bereich von etwa 400-600 cm^-1.

Die genaue Position dieser Peaks kann je nach spezifischer Kristallstruktur und Morphologie des Zinkoxids leicht variieren.

Interpretation der IR-Daten zur Bestätigung der Produktidentität

Um die Identität des Produkts als Zinkoxid zu bestätigen, sind folgende Schritte notwendig:

• Vergleich der Peaks: Die experimentellen Peaks im Spektrum werden mit bekannten Referenzwerten für Zinkoxid verglichen. Der charakteristische Zn-O-Streckschwingungs-Peak sollte im erwarteten Bereich liegen.
• Identifikation von Verunreinigungen: Zusätzliche Peaks, die nicht zu Zinkoxid gehören, können auf Verunreinigungen in der Probe hinweisen. Diese müssen identifiziert und analysiert werden.
• Quantitative Analyse: Die Intensität der Peaks kann verwendet werden, um Rückschlüsse auf die Konzentration des Zinkoxids und mögliche Anteile von Verunreinigungen zu ziehen.

Zusammengefasst liefert die IR-Spektroskopie wertvolle Informationen über die chemische Struktur und Reinheit des synthetisierten Zinkoxids. Durch den Vergleich der experimentellen Daten mit Literaturdaten kann die Identität des Produkts zuverlässig bestätigt werden.

d)

Teilaufgabe 4: Diskutiere die Wichtigkeit von chemischen Sicherheitsmaßnahmen und die korrekte Handhabung von Chemikalien bei der Synthese von Zinkoxid. Welche spezifischen Schutzmaßnahmen sollten beim Arbeiten mit Zink und der entstehenden Verbindung getroffen werden?

Lösung:

Teilaufgabe 4: Diskutiere die Wichtigkeit von chemischen Sicherheitsmaßnahmen und die korrekte Handhabung von Chemikalien bei der Synthese von Zinkoxid. Welche spezifischen Schutzmaßnahmen sollten beim Arbeiten mit Zink und der entstehenden Verbindung getroffen werden?

Wichtigkeit von chemischen Sicherheitsmaßnahmen

Die Synthese von Zinkoxid erfordert den Umgang mit Zinkmetall und Sauerstoff, was gewisse Risiken birgt. Damit gewährleisten wir die Sicherheit von Laborpersonal und verhindern Unfälle, wie Brände oder chemische Reaktionen, ist es essenziell, chemische Sicherheitsmaßnahmen zu befolgen. Diese Maßnahmen schützen nicht nur die Gesundheit der Personen, die mit den Chemikalien arbeiten, sondern auch die Umwelt.

Die Sicherheitsmaßnahmen umfassen:

• Vermeidung von Verletzungen: Durch geeignete Schutzkleidung und Ausrüstung wird das Risiko von Verletzungen, etwa durch Kontakt mit heißen oder reaktiven Substanzen, minimiert.
• Prävention von Bränden und Explosionen: Zink und sein Pulver sind brennbar und können in Gegenwart von Sauerstoff entzünden. Daher müssen Maßnahmen zur Brandverhütung getroffen werden.
• Umweltschutz: Sorgfältiger Umgang und korrekte Entsorgung von Chemikalien verhindern Umweltschäden durch Luft-, Wasser- oder Bodenverunreinigung.

Korrekte Handhabung von Zink und Zinkoxid

Die korrekte Handhabung von Zink und der entstehenden Verbindung Zinkoxid umfasst mehrere Sicherheitsmaßnahmen:

• Schutzkleidung: Trage immer Laborkittel, Schutzhandschuhe und eine Schutzbrille, um Haut- und Augenkontakt zu vermeiden. Eine geeignete Atemschutzmaske kann erforderlich sein, wenn feines Pulver gehandhabt wird.
• Arbeiten unter Abzug: Reaktionen, bei denen Dämpfe oder Partikel freigesetzt werden könnten, sollten unter einem Abzug durchgeführt werden, um das Einatmen schädlicher Stoffe zu verhindern.
• Feuerlöscher bereitstellen: Ein geeigneter Feuerlöscher (z.B. für Metallbrände) sollte jederzeit griffbereit sein, da Zinkmetall brennbar ist.
• Saubere Arbeitsweise: Halte den Arbeitsplatz sauber und ordentlich, um mögliche Unfälle durch verschüttete Chemikalien oder herumliegende Geräte zu vermeiden.
• Entsorgung von Abfällen: Chemische Abfälle, insbesondere Zinkpartikel und benutzte Reagenzien, müssen gemäß den geltenden Vorschriften entsorgt werden. Niemals Zinkpulver direkt ins Abwasser oder den Hausmüll geben.
• Belüftung: Sorge für eine gute Belüftung des Arbeitsbereichs, um die Konzentration potentiell schädlicher Dämpfe zu minimieren.

Spezifische Schutzmaßnahmen beim Arbeiten mit Zink und Zinkoxid

• Handhabung von Zink: Zinkmetall und Zinkpulver sind relativ stabil, können jedoch bei hohen Temperaturen oder in Kombination mit starken Oxidationsmitteln brandgefährlich sein. Halte Zink von offenen Flammen und Wärmequellen fern. Zinkpulver sollte in einem geschlossenen Behälter gelagert werden.
• Reaktion von Zink mit Sauerstoff: Da diese exotherm ist, sollte die Reaktion kontrolliert und langsam durchgeführt werden, um ein unkontrolliertes Brennen zu vermeiden.
• Handhabung von Zinkoxid: Obwohl Zinkoxid im Allgemeinen als sicher gilt, sollte es trotzdem nicht eingeatmet oder verschluckt werden. Bei der Handhabung von Zinkoxid wird das Tragen einer Atemschutzmaske empfohlen, besonders wenn das Material in Staub form vorliegt.

Durch die Beachtung dieser Sicherheitsmaßnahmen kann das Risiko bei der Synthese und Handhabung von Zink und Zinkoxid minimiert werden, und es wird ein sicheres Arbeitsumfeld gewährleistet.

Aufgabe 4)

Du untersuchst eine chemische Reaktion, bei der eine exotherme Reaktion in einem geschlossenen System abläuft. Die Reaktionsenthalpie (\( \Delta H \) ) für diese Reaktion beträgt \( -50 \textrm{kJ/mol} \) , und die Reaktionsentropie (\( \Delta S \) ) beträgt \( 100 \textrm{J/(mol·K)} \). Die Umgebungstemperatur ist konstant bei \( 298 \textrm{K} \). Mit diesen Informationen sollst Du die Thermodynamik der Reaktion analysieren.

a)

a) Berechne die Änderung der Gibbs-Energie \( \Delta G \) für die Reaktion bei \( 298 \textrm{K} \). Zeige alle Schritte deiner Berechnungen und erkläre die Bedeutung des Ergebnisses hinsichtlich der Spontanität der Reaktion.

Lösung:

a) Berechne die Änderung der Gibbs-Energie \( \Delta G \) für die Reaktion bei \( 298 \textrm{K} \). Zeige alle Schritte deiner Berechnungen und erkläre die Bedeutung des Ergebnisses hinsichtlich der Spontanität der Reaktion.

Um die Gibbs-Energieänderung \( \Delta G \) zu berechnen, verwenden wir die bereits bekannte Gibbs-Gleichung:

• \( \Delta G = \Delta H - T \Delta S \)

Gegeben:

• \( \Delta H = -50 \textrm{kJ/mol} = -50000 \textrm{J/mol} \) (umgerechnet in J/mol)
• \( \Delta S = 100 \textrm{J/(mol·K)} \)
• \( T = 298 \textrm{K} \)

Einsetzen der Werte in die Gleichung:

• \( \Delta G = -50000 \textrm{J/mol} - 298 \textrm{K} \times 100 \textrm{J/(mol·K)} \)
• \( \Delta G = -50000 \textrm{J/mol} - 29800 \textrm{J/mol} \)
• \( \Delta G = -79800 \textrm{J/mol} \)
• \( \Delta G = -79.8 \textrm{kJ/mol} \)

Das Ergebnis ist:

• \( \Delta G = -79.8 \textrm{kJ/mol} \)

Bedeutung des Ergebnisses:

• Da \( \Delta G \) negativ ist, bedeutet dies, dass die Reaktion spontan bei der gegebenen Temperatur von 298 K ist.
• Eine negative Gibbs-Energieänderung zeigt an, dass die Reaktion ohne äußere Einwirkung abläuft und dass freie Energie freigesetzt wird, was die Reaktion energetisch begünstigt.
• Die große negative Änderung der Gibbs-Energie deutet darauf hin, dass die Reaktion stark exergonisch ist und eine signifikante Menge an Energie freisetzt.

b)

b) Diskutiere, ob die Reaktion bei erhöhter Temperatur (\( 500 \textrm{K} \) ) immer noch spontan ablaufen würde. Begründe Deine Antwort durch eine erneute Berechnung der \( \Delta G \) bei dieser Temperatur.

Lösung:

b) Diskutiere, ob die Reaktion bei erhöhter Temperatur (\( 500 \textrm{K} \)) immer noch spontan ablaufen würde. Begründe Deine Antwort durch eine erneute Berechnung der \( \Delta G \) bei dieser Temperatur.

Um zu überprüfen, ob die Reaktion bei erhöhter Temperatur (\( 500 \textrm{K} \)) immer noch spontan ist, verwenden wir die Gibbs-Gleichung und setzen die neuen Temperaturwerte ein.

Die Gibbs-Gleichung lautet:

• \( \Delta G = \Delta H - T \Delta S \)

Gegeben:

• \( \Delta H = -50 \textrm{kJ/mol} = -50000 \textrm{J/mol} \) (umgerechnet in J/mol)
• \( \Delta S = 100 \textrm{J/(mol·K)} \)
• Neue Temperatur \( T = 500 \textrm{K} \)

Einsetzen der Werte in die Gleichung:

• \( \Delta G = -50000 \textrm{J/mol} - 500 \textrm{K} \times 100 \textrm{J/(mol·K)} \)
• \( \Delta G = -50000 \textrm{J/mol} - 50000 \textrm{J/mol} \)
• \( \Delta G = -100000 \textrm{J/mol} \)
• \( \Delta G = -100 \textrm{kJ/mol} \)

Das Ergebnis ist:

• \( \Delta G = -100 \textrm{kJ/mol} \)

Bedeutung des Ergebnisses:

• Auch bei einer Temperatur von 500 K ist \( \Delta G \) negativ, was bedeutet, dass die Reaktion immer noch spontan ablaufen würde.
• Eine negative Gibbs-Energieänderung bei erhöhter Temperatur bestätigt, dass die Reaktion unter diesen Bedingungen ebenfalls energetisch begünstigt ist.
• In der Tat ist der Wert von \( \Delta G \) bei 500 K noch negativer als bei 298 K, was darauf hinweist, dass die Spontanität der Reaktion mit steigender Temperatur zunimmt.

c)

c)Erkläre, warum die Kenntnis der \( \Delta G \)-Werte von Reaktionen insbesondere bei der industriellen chemischen Produktion von Bedeutung ist. Nutze hierzu die Konzepte der Energetik und der Spontanität chemischer Reaktionen.

Lösung:

c) Erkläre, warum die Kenntnis der \( \Delta G \)-Werte von Reaktionen insbesondere bei der industriellen chemischen Produktion von Bedeutung ist. Nutze hierzu die Konzepte der Energetik und der Spontanität chemischer Reaktionen.

Die Kenntnis der \( \Delta G \)-Werte von Reaktionen ist in der industriellen chemischen Produktion aus mehreren wichtigen Gründen von großer Bedeutung:

• Bestimmung der Spontanität: \( \Delta G \) hilft zu bestimmen, ob eine Reaktion spontan ablaufen kann oder nicht. Eine negative \( \Delta G \) gibt an, dass die Reaktion ohne externe Einwirkung spontan abläuft und energetisch begünstigt ist. Dies ist entscheidend, um Prozesse zu planen, die effizient und nachhaltig sind.
• Energetische Wirtschaftlichkeit: In der industriellen Produktion ist es wichtig, Prozesse zu wählen, die energieeffizient sind. Eine Reaktion mit einer stark negativen \( \Delta G \) kann viel freie Energie freisetzen, was genutzt werden kann, um andere Prozesse anzutreiben oder die Energiekosten zu senken. Umgekehrt kann eine positive \( \Delta G \) bedeuten, dass die Reaktion nur durch Zufuhr von zusätzlicher Energie ablaufen kann, was unwirtschaftlich sein könnte.
• Kostenreduktion: Durch die Optimierung von Reaktionen mit möglichst negativen \( \Delta G \)-Werten können Unternehmen Kosten einsparen, da weniger Energie für die Durchführung der Reaktionen benötigt wird. Dies trägt zur Verbesserung der Wettbewerbsfähigkeit bei.
• Optimale Reaktionsbedingungen: Die Kenntnis der \( \Delta G \)-Werte bei verschiedenen Temperaturen und Drücken ermöglicht es, die optimalen Bedingungen für die Durchführung der Reaktion festzulegen. Dies hilft, die Ausbeute zu maximieren und Nebenprodukte zu minimieren.
• Sicherheit: Reaktionen mit sehr exergonischen (stark negativen \( \Delta G \)) Werten können sehr heftig oder sogar gefährlich verlaufen. Das Verständnis der energetischen Eigenschaften dieser Reaktionen hilft, Sicherheitsvorkehrungen zu treffen und risikofreie Betriebsbedingungen zu gewährleisten.
• Nachhaltigkeit: Die chemische Industrie strebt zunehmend nach nachhaltigen Prozessen. Reaktionen, die bei Umgebungstemperatur und -druck mit negativen \( \Delta G \)-Werten ablaufen, vermeiden unnötigen Energieverbrauch und tragen somit zu nachhaltigeren Produktionsmethoden bei.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die Kenntnis der \( \Delta G \)-Werte eine wesentliche Rolle spielt, um chemische Prozesse in der Industrie effizienter, kostengünstiger, sicherer und nachhaltiger zu gestalten.

d)

d) Angenommen, die Reaktionsentropie ändert ihr Vorzeichen (\( \Delta S \) ist jetzt \( -100 \textrm{J/(mol·K)} \)). Berechne die Änderung der Gibbs-Energie \( \Delta G \) bei der ursprünglichen Temperatur von \( 298 \textrm{K} \) und erkläre, wie dies die Spontanität der Reaktion beeinflusst.

Lösung:

d) Angenommen, die Reaktionsentropie ändert ihr Vorzeichen (\( \Delta S \) ist jetzt \( -100 \textrm{J/(mol·K)} \)). Berechne die Änderung der Gibbs-Energie \( \Delta G \) bei der ursprünglichen Temperatur von \( 298 \textrm{K} \) und erkläre, wie dies die Spontanität der Reaktion beeinflusst.

Um die Änderung der Gibbs-Energie \( \Delta G \) zu berechnen, verwenden wir erneut die Gibbs-Gleichung:

• \( \Delta G = \Delta H - T \Delta S \)

Gegeben:

• \( \Delta H = -50 \textrm{kJ/mol} = -50000 \textrm{J/mol} \) (umgerechnet in J/mol)
• \( \Delta S = -100 \textrm{J/(mol·K)} \)
• \( T = 298 \textrm{K} \)

Einsetzen der Werte in die Gleichung:

• \( \Delta G = -50000 \textrm{J/mol} - 298 \textrm{K} \times (-100 \textrm{J/(mol·K)}) \)
• \( \Delta G = -50000 \textrm{J/mol} + 29800 \textrm{J/mol} \)
• \( \Delta G = -20200 \textrm{J/mol} \)
• \( \Delta G = -20.2 \textrm{kJ/mol} \)

Das Ergebnis ist:

• \( \Delta G = -20.2 \textrm{kJ/mol} \)

Bedeutung des Ergebnisses:

• Da \( \Delta G \) immer noch negativ ist, bedeutet dies, dass die Reaktion auch bei einer geänderten Reaktionsentropie (-100 \textrm{J/(mol·K)}) bei der ursprünglichen Temperatur von 298 K spontan ist.
• Jedoch ist der Wert von \( \Delta G \) weniger negativ als im ursprünglichen Szenario (\( \Delta G = -79.8 \textrm{kJ/mol} \)). Dies bedeutet, dass die Spontanität der Reaktion abgenommen hat. Die Reaktion ist zwar weiterhin spontan, aber weniger stark exergonisch.
• Eine weniger stark negative \( \Delta G \) bedeutet, dass weniger freie Energie bei der Reaktion freigesetzt wird, was die energetische Begünstigung der Reaktion verringert.
• Zusammengefasst zeigt die Änderung des Vorzeichens von \( \Delta S \), dass Entropie einen bedeutenden Einfluss auf die Spontanität einer Reaktion hat. Obwohl die Reaktion noch immer spontan ist, belegt die geringere negative Gibbs-Energie, dass die Reaktion weniger energetisch begünstigt ist als ursprünglich.