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[quote="Unwissender0815"]
Bezüglich der Standardbedingungen geben ich Ihnen recht. Kurz nachgerechnet ergibt sich damit eine weitaus niedrigere Enthalpie [/quote]

Wobei ein Berechnen der Freien Reaktionsenthalpie hier entbehrlich ist . Denn es genügt, dass sich

E = E(red) - E(ox) > 0 , also positiv ergibt *).

Was wegen

[math]z \cdot F \cdot E \ = \ - \ \Delta_rG \ > \ 0[/math] gleichwertig ist mit

[math]\Delta_rG \ < \ 0[/math]

*) Sie hatten geschrieben E = E(ox) - E(red) . Richtig aber ist : E = E(red) - E(ox)

Hallo zusammen,

Vielen Dank für die Antwort (mein letzter Besuch ist etwas länger her, da ich nicht davon ausgegangen bin nach 5 Tagen noch eine Antwort zu bekommen).
Bezüglich der Standardbedingungen geben ich Ihnen recht. Kurz nachgerechnet ergibt sich damit eine weitaus niedrigere Enthalpie (dankeschön dafür).

Bezüglich Aktivierungsenergie haben Sie natürlich vollkommen recht. Das ist mumpitz was dort steht. Keine Ahnung was ich mir dabei gedacht habe :shock:

[quote="Unwissender0815"]

Ich möchte jetzt die freie Enthalpie der Reaktionsgleichung 3.) berechnen um zu schauen ob die Reaktion freiwillig abläuft oder Aktivierungsenergie benötigt.[/quote]

Einen Rechenfehhler sehe ich nicht, aber es ist nicht realistisch, hier von Standardbedingungen auszugehen. Denn dies impliziert hier insbesondere pH = 0 .

Im Übrigen zeigt mir der vorstehend zitierte Text. dass Ihre Vorstellung vom Begriff "Aktivierungsenergie" garantiert falsch ist.

Gruß FKS

Hallo zusammen,

ich habe eine Frage, welche sich mir leider nicht gänzlichst erschließt. Es geht um die Redoxreaktion Rosten (hier erstmal nur um die Oxidation des Eisens zu Fe[h]2+[/h].

Nehmen wir folgende Redoxreaktion (Standardbedingungen):

1.) 2 Fe[h]0[/h] ↔ 2 Fe[h]2+[/h] + 4 e- ; E[t]0[/t] = - 0,47 V
2.) O[t]2[/t] + 4 e- + 4 H+ ↔ 2 H[t]2[/t]O ; E[t]0[/t] = + 1,23 V
3.) --> 2 Fe[h]0[/h] + O[t]2[/t] + 4 H+ ↔ 2 Fe[h]2+[/h] + 2 H[t]2[/t]O

Ich möchte jetzt die freie Enthalpie der Reaktionsgleichung 3.) berechnen um zu schauen ob die Reaktion freiwillig abläuft oder Aktivierungsenergie benötigt.

delta E[h]0'[/h][t]rost[/t] = E[h]0[/h][t]ox[/t]- E[h]0[/h][t]red[/t]
Eingesetzt komme ich auf:
delta E[h]0'[/h][t]rost[/t] = -0,47 V - (- 1,23 V) = 0,76 V
delta G[h]0'[/h][t]rost[/t] = - n * F * delta E[h]0'[/h][t]rost[/t]
Eingesetzt: delta G[h]0'[/h][t]rost[/t] = - 4 * 96,5 * 0,76 = [b]-293,36 kJ/mol[/b]

Das kommt mir aber ziemlich hoch vor?

Habe ich irgendwo einen Denk/Rechenfehler drinnen (ist halt leider auch schon wieder 12 Jahre her, dass ich das letzte mal so was gemacht habe :) ).