Gut, wenn Du das Referat in der 10. Klasse halten sollst, dann aendert das (meiner Meinung nach) etwas im Inhalt.
Daher mein kleiner und hoffentlich verstaendlicher Einwurf/Zusammenfassung:
Die Entropie ist ein Ziemlich abstrakter Begriff, und immer wieder findet man andere Umschreibungen. Was ich ganz Anschulich fand:
Entropie ist proportional zum logarithmus naturalis der _Anordnungsmoeglichkeiten_ in Deinem System. Um das mal auf die Teilchenzahl herunterzubrechen (ja, gleich werde ich korrigiert:) : Wenn Du viele Teilchen im System hast, dann kannst Du diese auf viele verschiedene Arten anordnen. Bei einer Reaktion
A + B --> C
nimmt die Entropie also generell ab, bei einer Reaktion
A --> B + C
nimmt sie dagegen zu. Wie stehen jetzt diese groessen miteinander im zusammenhang? Es gibt da eine "Gibbs-Helmholtz-Gleichung", von der eine Schreibweise lautet:
Dabei ist im Fall von chemischen Reaktionen delta G die Aenderung der Energie (="freie Enthalpie"), die sich zusammensetzt aus der Aenderung der Enthalpie (delta H) und demProdukt aus Temperatur T (in Kelvin!) und der Aenderung der Entropie (delta S).
Diese Gleichung "entscheidet" darueber, ob eine Reaktion freiwillig ablaeuft (exergonisch) oder nicht (endergonisch). Bei exergonischen Reaktionen hat der Wert von delta G ein negatives Vorzeichen, bei endergonischen ein positives.
Die Begriffe exotherm und endotherm beziehen sich jedoch nur auf die Enthalpieaenderung delta H. Diese ist bei exothermen Reaktionen negativ und bei endothermen positiv.
Warum haben Enthalpie und freie Enthalpie bei Energieverlust ein negatives Vorzeichen? Das ist einfach Definitionssache...
Du siehst an der Gleichung aber, dass Enthalpie und Entropie zusammen entscheiden, ob eine Reaktion ablaeuft oder nicht. Dabei koennen diese Beiden Groessen auch gegneinander arbeiten, sprich ein entgegengesetztes Vorzeichen haben.
Bitte sag auch bescheid, ob Du denn weisst, was in der Enthalpie so ungefaehr drin steckt.
Ich finde diese Gleichung sollte in einem Referat zu dem Thema drin sein.
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Grosser Schnitt, jetzt ein paar Worte zur Energieebene (die ich nur als Energiehyperflaeche kenne, ich nehme an das das gleiche gemeint ist. In meinem Studium bin ich nie einer "Energieebene" begegnet):
Oben stehen ja schon zwei Graphen, ich habe leider keine schoenen Graphen zur Hand. Am ersten Graph siehst Du auf der X- und Y-Achse je einen Parameter aufgetragen. Die Z-Achse gibt die Energie als Funktion dieser beiden Parameter an. Bei einer chemischen Reaktion koennten diese Parameter z.B. die Abstaende zwischen versch. Atomkernen sein. Dein Edukt sowie auch Dein Produkt sind dann in einem "Tal" auf dieser Ebene, also energetisch guenstige Zustaende. Wenn das Edukt zu einem Produkt reagieren soll, musst Du also ueber einen (moeglich niedrigen) energetischen Berg gehen. Wenn Du da langwandern wuerdest, und spaeter nur die Energie gegen die zurueckgelegte Strecke auftragen wuerdest, dann wurde sowas wie der zweite Graph rauskommen.
Du kannst jetzt argumentieren, dass es grade in groesseren Molekuelen aber ganz viele Bindungslaengen gibt. Da hast Du recht-- aber das kann man nicht graphisch darstellen. Die Energie haengt aber in der Realitaet von all diesen Variablen ab! Diese Energiehyperflaechen sind daher (meiner bescheidenen Meinung nach) bei chemischen Reaktionen wirklich nur zur Veranschaulichung zu gebrauchen, es sei denn Dein System besteht nur aus 3 Atomen (=2 Kern-Kern-Abstaende).
Im obigen Beispiel ist es aber keine chemische Reaktion und dort ist diese Betrachtung sinnvoll... whatever.
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Ich hoffe ich konnte etwas vermitteln und hab Dich nicht noch mehr verwirrt.
Deine obige Antwort laesst leider auch nicht erkennen, ob Du denn wirklich verstehst was wir Dir hier erzaehlen. _Das musst Du uns sagen_! Fragen kostet nix und dafuer ist das Forum gemacht.
Beste Gruesse
zonko
PS: Da Thermodynamik schon ein paar Jaehrchen her ist, hoffe ich doch das mich jemand korrigiert wenn ich hier Mist erzaehle...
Gut, wenn Du das Referat in der 10. Klasse halten sollst, dann aendert das (meiner Meinung nach) etwas im Inhalt.
Daher mein kleiner und hoffentlich verstaendlicher Einwurf/Zusammenfassung:
Die Entropie ist ein Ziemlich abstrakter Begriff, und immer wieder findet man andere Umschreibungen. Was ich ganz Anschulich fand:
Entropie ist proportional zum logarithmus naturalis der _Anordnungsmoeglichkeiten_ in Deinem System. Um das mal auf die Teilchenzahl herunterzubrechen (ja, gleich werde ich korrigiert:) : Wenn Du viele Teilchen im System hast, dann kannst Du diese auf viele verschiedene Arten anordnen. Bei einer Reaktion
A + B --> C
nimmt die Entropie also generell ab, bei einer Reaktion
A --> B + C
nimmt sie dagegen zu. Wie stehen jetzt diese groessen miteinander im zusammenhang? Es gibt da eine "Gibbs-Helmholtz-Gleichung", von der eine Schreibweise lautet:
[math]\Delta G = \Delta H - T\cdot \Delta S[/math]
Dabei ist im Fall von chemischen Reaktionen delta G die Aenderung der Energie (="freie Enthalpie"), die sich zusammensetzt aus der Aenderung der Enthalpie (delta H) und demProdukt aus Temperatur T (in Kelvin!) und der Aenderung der Entropie (delta S).
Diese Gleichung "entscheidet" darueber, ob eine Reaktion freiwillig ablaeuft (exergonisch) oder nicht (endergonisch). Bei exergonischen Reaktionen hat der Wert von delta G ein negatives Vorzeichen, bei endergonischen ein positives.
Die Begriffe exotherm und endotherm beziehen sich jedoch nur auf die Enthalpieaenderung delta H. Diese ist bei exothermen Reaktionen negativ und bei endothermen positiv.
Warum haben Enthalpie und freie Enthalpie bei Energieverlust ein negatives Vorzeichen? Das ist einfach Definitionssache...
Du siehst an der Gleichung aber, dass Enthalpie und Entropie zusammen entscheiden, ob eine Reaktion ablaeuft oder nicht. Dabei koennen diese Beiden Groessen auch gegneinander arbeiten, sprich ein entgegengesetztes Vorzeichen haben.
Bitte sag auch bescheid, ob Du denn weisst, was in der Enthalpie so ungefaehr drin steckt.
Ich finde diese Gleichung sollte in einem Referat zu dem Thema drin sein.
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Grosser Schnitt, jetzt ein paar Worte zur Energieebene (die ich nur als Energiehyperflaeche kenne, ich nehme an das das gleiche gemeint ist. In meinem Studium bin ich nie einer "Energieebene" begegnet):
Oben stehen ja schon zwei Graphen, ich habe leider keine schoenen Graphen zur Hand. Am ersten Graph siehst Du auf der X- und Y-Achse je einen Parameter aufgetragen. Die Z-Achse gibt die Energie als Funktion dieser beiden Parameter an. Bei einer chemischen Reaktion koennten diese Parameter z.B. die Abstaende zwischen versch. Atomkernen sein. Dein Edukt sowie auch Dein Produkt sind dann in einem "Tal" auf dieser Ebene, also energetisch guenstige Zustaende. Wenn das Edukt zu einem Produkt reagieren soll, musst Du also ueber einen (moeglich niedrigen) energetischen Berg gehen. Wenn Du da langwandern wuerdest, und spaeter nur die Energie gegen die zurueckgelegte Strecke auftragen wuerdest, dann wurde sowas wie der zweite Graph rauskommen.
Du kannst jetzt argumentieren, dass es grade in groesseren Molekuelen aber ganz viele Bindungslaengen gibt. Da hast Du recht-- aber das kann man nicht graphisch darstellen. Die Energie haengt aber in der Realitaet von all diesen Variablen ab! Diese Energiehyperflaechen sind daher (meiner bescheidenen Meinung nach) bei chemischen Reaktionen wirklich nur zur Veranschaulichung zu gebrauchen, es sei denn Dein System besteht nur aus 3 Atomen (=2 Kern-Kern-Abstaende).
Im obigen Beispiel ist es aber keine chemische Reaktion und dort ist diese Betrachtung sinnvoll... whatever.
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Ich hoffe ich konnte etwas vermitteln und hab Dich nicht noch mehr verwirrt.
Deine obige Antwort laesst leider auch nicht erkennen, ob Du denn wirklich verstehst was wir Dir hier erzaehlen. _Das musst Du uns sagen_! Fragen kostet nix und dafuer ist das Forum gemacht.
Beste Gruesse
zonko
PS: Da Thermodynamik schon ein paar Jaehrchen her ist, hoffe ich doch das mich jemand korrigiert wenn ich hier Mist erzaehle...