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Lieber Nobby

Erstmal sorry für die späte Antwort.
Ich habe kurz darauf die Lösung von einem Kollegen erfahren, aber vergessen, diese hier noch niederzuschreiben.

Ich glaube, du hast meine Fragestellung missverstanden.
Mir ist bewusst, dass die Gleichgewichtskonstante K temperaturabhängig ist, sonst hätte ich ja nicht die Van't Hoff Gleichung benutzt, um den K-Wert für eine andere Temperatur zu berechnen (als einzige Näherung hab ich die Ulichsche Näherung angenommen). Meine Frage war, ob ich diese Temperaturabhängigkeit auch mit der Formel ΔG° = -RT ln(K) korrekt berücksichtige, wobei das Problem auftrat, das die zwei verschiedenen Rechenwege eben nicht dieselbe Änderung für K ergeben haben, wenn auf 2000 K erhitzt wird.

Jetzt noch zur Auflösung meines Problems:
Ich glaube, mein Fehler lag in der Formel ΔG° = -RT ln(K), denn ich habe angenommen, ich dürfe für diese Formel die ΔG° Werte geltend für 25°C nehmen (ich dachte, mit Standard seien die Standardbedingungen mit festgelegten 25°C gemeint). Oder mit anderen Worten: Ich dachte, ich könne mit 25°C-Tabellenwerten von ΔG° mit Hilfe von T=2000 K die Gleichgewichtskonstante für 2000 K berechnen. Das ist falsch. ΔG°aus dieser Formel hat keinen festgelegten Temperaturwert (den Standard bezieht sich auf Standardzustand, welcher die Temperatur nicht bezeichnet). Richtig wäre also nur die Verknüpfung:
ΔG°(2000 K) = -R∙(T= 2000 K)∙ln(K bei 2000 K) und man kriegt nur für die freie Standardenthalpie bei 2000 K auch wirklich die Gleichgewichtskonstante bei 2000 K.
(Für ein ΔG° spezifisch bei 25°C verwendet man stattdessen manchmal ein anders Kürzel, auch wenn die Tabellenwerte meistens für 25°C angegeben werden)

oder long story short: ich habe Standardbedingungen mit Standardzustand verwechselt...
https://www.thoughtco.com/difference-be ... ate-607534

Ich hoffe, meine Erklärung stimmt jetzt so und dient vielleicht auch in Zukunft dem einten oder andern, der nach diesem Problem sucht.

Liebe Grüsse,
Chemicus_CH

Geichgewichtskonstanten sind temperaturabhängig.

Liebe Forengemeinde

Ich hätte da auch eine Frage zu besagter Formel, aber zunächst eine Antwort für user157:
Wenn man sich die Gibbs-Helmholtz Formel ansieht, stellt man fest, dass diese von der Enthalpie (ΔH "Wärmeaustausch" mit der Umgebung und daher Beschreibung der Entropieänderung in der Umgebung), sowie der Entropieänderung im System -TΔS abhängt. Dein Denkfehler ist, dass du zwingend annimmst, bei höheren Temperaturen werden Temperaturen gefördert, aber stell dir z.B. eine Reaktion vor, bei der die Entropie im System abnimmt, also ΔS negativ ist. Dadurch wird -TΔS positiv und je höher die Temperatur desto stärker positiv wird -TΔS, was dann wiederum ΔG immer positiver macht. Sprich: Um die Gibbs-Helmholtz Gleichung richtig zu verstehen, schaust du dir am besten alle verschiedenen möglichen Fälle an (exotherm & exergonisch, exotherm aber endergonisch, endotherm aber exergonisch, endotherm und endergonisch).

Nun zu meiner Frage, wo ich im Moment völlig auf dem Schlauch stehe und sie betrifft auch dieses Gebiet/diese Gleichung (physikalische Chemie ist schon länger her ):
Sobald wir uns im Gleichgewicht befinden, wird ΔG = 0 und die Gleichung vereinfacht sich zu ΔG° = -RT ln(K) (genau genommen gilt erst jetzt K, vorher war es eher der Reaktionsquotient Q).
Nun kommt meine Frage: Darf ich nun ausgehend von Standard-Enthalpien mit dieser Formel K-Werte bei beliebigen Temperaturen berechnen? Oder wird mit dieser Formel die Temperaturabhängigkeit von K nicht richtig berücksichtigt? (die Temperaturabhängigkeit von ΔH und ΔS werde ich sowieso vernachlässigen).

Ich habe das versucht mit folgender Rechnung zu prüfen:

Zunächst habe ich mit freien Standard-Bildungsenthalpien die freie Standardenthalpie für folgende Reaktion berechnet:
2 H2S (g) + 3 O2 (g) ⇄ 2 H2O (l) + 2 SO2 (g)
∆G°=2∙(-237,1 kJ/mol)+2∙(-300,1 kJ/mol)-2∙(-33,4 kJ/mol)-3∙(0 kJ/mol)
∆G°=-1007,6 kJ/mol

Anschliessend habe ich zwei Rechnungswege gewählt, um K bei einer Temperatur von 2000 K zu berechnen:
einmal habe ich direkt ΔG° = -RT ln(K) für 2000 K ausgerechnet und K = 2,07 ∙10^26 erhalten
beim anderen Mal habe ich zuerst K für Standardbedingungen (also 298,16 K) berechnet (K = 3,335∙10^176) und anschliessend mittels Van-t-Hoff Gleichung das K in die andere Temperatur von 2000 K umgerechnet: K = 9,18∙10^8

Zumindest ist in beiden Fällen das K weniger hoch, was schonmal richtig klingt, da es sich ja um eine exotherme Reaktion handelt und eine Erhöhung der Temperatur das Gleichgewicht nach links verschieben sollte. Aber leider sind die Werte sehr verschieden.
Entweder ich mache irgendwo einen Rechenfehler, oder die beiden Methoden liefern etwas grundlegend anderes?
Kann mir da jemand weiterhelfen?

Vielen Dank und liebe Grüsse
Chemicus_CH

Wieso meinst Du die Reaktion wird verlangsamt. Ausserdem gibt es exotherme und endotherme Reaktionen.G kann steigen und auch fallen.

Liebe Chemiker!

Ich bin heute auf eine Formel in einem Chemiebuch gestoßen die mich nicht loslässt:

G = G⁰ + R * T * lnK

Mich verwirrt das positive Vorzeichen hinter G⁰.
G⁰ beschreibt ja die freie Enthalpie unter Standardbedingungen. Wenn ich nun eine Temperatur vorliegen habe, die größer als die Standardtemperatur ist und eine Gleichgewichtskonstante > 1 (was doch für eine begünstigte Reaktion zu den Produkten sorgt), führt das zu einem positiven Wert für R * T* lnK.
Das wiederum heißt übersetzt; die freie Enthalpie steigt im Vergleich zu den Standardwerten: G>G⁰.
Bei höherer Temperatur wird aber doch die Reaktion eig. gefördert und nicht verlangsamt... wo ist mein Denkfehler??

Würde mich sehr über eine Antwort freuen

Mfg
Richard