Anwendung der Gibbs-Helmholtz-Gleichung

Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung ermöglicht es, die Spontanität chemischer Reaktionen vorherzusagen. Hier werden zwei Beispiele betrachtet:

1. Synthese von H₂O (l) aus den Elementen: 2H₂ + O₂ → 2(H₂O)

   Mit ΔRH = -286 kJ/mol und ΔRS = -0,327 kJ/(molK) bei T = 298 K ergibt sich: ΔRG = ΔRH - T * ΔRS = -286 kJ/mol - 298 K * (-0,327 kJ/(molK)) = -188,554 kJ/mol

   Example: Da ΔRG < 0 ist, läuft diese Reaktion freiwillig ab.

2. Bildung von O₃ aus Sauerstoff: 3O₂ → 2O₃

   Mit ΔRH = 143 kJ/mol und ΔRS = -0,0035 kJ/(molK) bei T = 298 K ergibt sich: ΔRG = 143 kJ/mol - 298 K * (-0,0035 kJ/(molK)) = 144,043 kJ/mol

   Example: Da ΔRG > 0 ist, läuft diese Reaktion nicht freiwillig ab.

Highlight: Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung zeigt, dass die Spontanität einer Reaktion von der Temperatur abhängen kann. Bei höheren Temperaturen gewinnt der Entropieterm an Bedeutung.

Diese Beispiele verdeutlichen, wie der 2. Hauptsatz der Thermodynamik und die Gibbs-Helmholtz-Gleichung in der Praxis angewendet werden, um das Verhalten chemischer Reaktionen vorherzusagen und zu verstehen.