Reaktionsenthalpie bei der Bildung von Schwefeltrioxid?
Guten Tag!
Laut meinen Berechnungen beträgt die molare Reaktionsenthalpie bei der Bildung von Schwefeltrioxid durch das Kontaktverfahren -198 kJ/mol. Allerdings bin ich auf den Fakt gestoßen, dass die tatsächliche Energieabgabe ein anderer Wert sein soll.
Woran liegt das? An dem eingesetzten Katalysator kann es meiner Meinung nach nicht liegen, der beeinflusst ja die Reaktionsenthalpie nicht. Verbessert mich bitte, wenn ich falsch liege.
Vielen Dank für eure Antworten!
2 Antworten
Ohne zu sehen welche Rechnung Du durchgeführt hast und welche Quellen Du verwendet hast läßt sich Deine Frage leider nicht ohne weiteres beantworten. Hier allerdings zwei Anmerkungen 1) Es gibt einen Unterschied zwischen Enthalpie und freier Enthalpie. Welche hast Du berechnet, welche ist in der Quelle angegeben? 2) Rechnest Du mit dem gleichen Druck und der gleichen Temperatur wie die Quelle?
Enthalpieänderungen gelten immer für eine bestimmte Temperatur. Wie indiachinacook schon bemerkt hat gilt Deine Bildungsenthalpie bei 298 K, aber das Kontaktverfahren findet bei höheren Temperaturen statt. Hier findet Du Bildungsenthalpien für höhere Temperaturen
http://nvlpubs.nist.gov/nistpubs/jres/049/3/v49.n03.a02.pdf
https://www.ohio.edu/mechanical/thermo/property_tables/combustion/oxygen_enth.html
Danke, das reicht mir an Informationen. Einen schönen Tag noch!
Ich nehme an, Du meinst die Reaktion
2 SO₂ + O₂ ⟶ 2 SO₃
Du erklärst zwar nicht, woher Du Deine Zahlen hast, aber für diese Reaktion finde ich in der Tat eine Reaktionsenthalpie von ΔH=198 kJ/mol.
Allerdings bin ich auf den Fakt gestoßen, dass die tatsächliche Energieabgabe ein anderer Wert sein soll.
Wo steht das? Und wie groß ist der Unterschied? Eine Erklärung könnte sein, daß die Reaktionsenergien immer temperaturabhängig sind. Die Tabellenwerte beziehen sich auf 25°C, aber das Kontaktverfahren arbeitet ja bei ca. 450°C, da kann schon ein Unterschied herauskommen.
(Reaktionsenergien kann man auf jede Temperatur umrechnen, aber dazu braucht man die Wärmekapazitäten aller beteiligten Stoffe im ganzen Temperaturintervall, das ist nicht immer einfach.)
Der Katalysator kann jedenfalls nicht daran schuld sein. Wenn jemand einen Katalysator findet, der Reaktionsenergien verändern, dann kann ich damit ein Perpetuum mobile bauen, und das wird mir die Natur wohl nicht erlauben.
Erstmal danke für die Antwort.
Naja die Enthalpie hab ich mit dem Satz von Hess berechnet, die Werte dazu sind ja stoffeigen und überall zu finden.
Die Größe des Unterschiedes ist mir nicht bekannt, als ich dazu meinen Chemielehrer befragte, meinte er nur, die genauen Werte würde er auch nicht kennen. Mein Vater arbeitet in der chemischen Industrie und laut seinen Angaben ist die tatsächliche Energieabgabe wesentlich geringer als die errechnete. Genaue Werte kennt er natürlich auch nicht.
Wenn der Temperaturunterschied für die Diskrepanz verantwortlich ist, dann kannst Du ihn genau mit dem Hess-Satz berechnen. Dazu zerlegst du die Gesamtreaktion in drei Teile, deren Energieumsätze Du kennst, und bestimmst die Summe:
- 2 Mol SO₂ und ein Mol O₂ von 450°C auf 25°C abkühlen.
- Umsatz bei 25°C, die Energie kennen wir schon
- Zwei Mol SO₃ von 25°C auf 450°C erhitzen.
Für die Schritte 1 und 3 brauchst Du die jeweiligen Wärmekapazitäten. Naïv würde man das als ΔT·C ausrechnen, aber da die Wärmekapazitäten selbst von der Temperatur abhängen, muß man da stückweise vorgehen bzw. integrieren.
Klingt extrem kompliziert und ist glaube ich zu zeitaufwendig für mich heute ^^. Trotzdem vielen Dank für Deine/Ihre Bemühungen!
Du hast doch selbst des Stufensatz ins Spiel gebracht! ;-)
Ich habe mir das jetzt noch mal durchgedacht und komme zum Schluß, daß das wohl keinen besonders Einfluß hat (und eher einen in Richtung zur Erhöhung der Reaktionsenergie).
Aber bekifft wie ich bin ist mir dafür was anderes eingefallen: Die −198 kJ/mol beziehen sich ja auf zwei Mol SO₃, weil die Reaktionsgleichung so gebaut ist. Aber man hätte die Gleichung natürlich auch so aufstellen können
SO₂ + ½ O₂ ⟶ SO₃
und dann wäre ΔH=−99 kJ/mol. Vielleicht kommt die Diskrepanz nur aus verschiedenen Konventionen?
Die Berechnung habe ich mit dem Satz von Hess durchgeführt, mithilfe der Standardbildungsenthalpien der beteiligten Stoffe aus meinem alten Tafelwerk. Über Druck und Temperatur kann ich keine Aussage treffen, darüber wird weder in der Quelle noch bei der Berechnung etwas gesagt.