Frage 1
Aussage: Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung erlaubt es nur, die Spontaneität von Reaktionen bei konstantem Druck zu beurteilen.
Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung erlaubt es, die Spontaneität von Reaktionen sowohl bei konstantem Druck als auch bei konstantem Volumen zu beurteilen. Sie verbindet Enthalpie, Entropie und Temperatur zur Bestimmung der freien Enthalpie (ΔG = ΔH - TΔS), die ausschlaggebend für die Spontaneität ist, unabhängig vom Druck.
Frage 2
Aussage: Bei einer negativen Änderung der freien Enthalpie nach der Gibbs-Helmholtz-Gleichung ist eine Reaktion spontan.
Wenn die Änderung der freien Enthalpie (ΔG) negativ ist, bedeutet dies, dass die Reaktion spontan ablaufen kann (exergonisch). Dies ist direkt aus der Gibbs-Helmholtz-Gleichung abgeleitet (ΔG = ΔH - TΔS).
Frage 3
Aussage: Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung ist nur für Reaktionen bei konstanter Temperatur gültig.
Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verbindet die Größen ΔG, ΔH und ΔS bei konstanter Temperatur und ist somit nur unter dieser Voraussetzung gültig.
Frage 4
Aussage: ΔH kann mit Hilfe der Gibbs-Helmholtz-Gleichung als ΔH = ΔG + TΔS berechnet werden.
Durch Umstellen der Gibbs-Helmholtz-Gleichung ΔG = ΔH - TΔS nach ΔH erhält man ΔH = ΔG + TΔS, was die Berechnung von Enthalpieänderungen ermöglicht.
Frage 5
Aussage: Im Siedepunkt einer Flüssigkeit ist die freie Enthalpieänderung immer gleich Null.
Im Siedepunkt einer Flüssigkeit ist die freie Enthalpieänderung (ΔG) für den Phasenübergang gleich Null. Dies ist jedoch eine spezifische Situation und gilt nicht für alle Reaktionen oder alle Flüssigkeiten generell.
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