SES School, Studie en Onderwijs
Wiskunde in de brugklas, Frans voor het examen of een studie Personeel en Arbeid? Moeilijke formulieren van DUO? Iets weten over studiefinanciering of studentenverenigingen? Dit is het forum voor leerkrachten, scholieren en studenten, van brugklas tot uni
Gaat het er niet om dat je de enthalpie en entropie van je systeem gebruik? De rest van je energie gaat naar de omgeving. Suniverse=Ssystem+Ssurroundingsquote:Op dinsdag 1 april 2014 18:17 schreef Scuidward het volgende:
[..]
Beetje laat en ik acht de kans dat dit de oplossing is ook niet zo hoog omdat het vrij voor de hand ligt, maar gaat het dan niet automatisch in de delta S zitten?
De entropie?
Entropie en enthalpy zijn al bekend en daarmee wordt de Gibbs uitgerekend. Dus dan kan het toch niet in de entropie zitten?quote:
[..]
Beetje laat en ik acht de kans dat dit de oplossing is ook niet zo hoog omdat het vrij voor de hand ligt, maar gaat het dan niet automatisch in de delta S zitten?
De entropie?
Bovendien is entropie geen energie maar moet er wel behoud van energie zijn. Heb op verschillende termen gegoogled maar kan nergens het verschil verklaren.
Want de Gibbs geeft een verschil in potentiele chemische energie en volgens de literatuur wordt dat omgezet in hitte. En de hitte energie is deel van de enthalpie, alleen het verschil daarvan is al bekend.
Erg lastige materie om onder de knie te krijgen en ik kan helaas nergens vinden waar dit allemaal duidelijk wordt uitgelegd.
Was meer omdat je zei dat de G niet gelijk is aan de H en volgens de vergelijking blijft er dan slechts èèn term over die dat verschil kan compenseren, de delta S. Ik geef direct toe dat de hele thermodynamica mij ietwat boven de pet gaat als het om heldere uitleg en begrip gaat maar als de potentiële energie afneemt door bijv. een exotherme omzetting zal er een deel gaan naar de hitte (enthalpie zoals je zelf al zegt) en een deel zal zitten in een toename van de wanorde van de reactieproducten.quote:Op dinsdag 1 april 2014 20:50 schreef Platina het volgende:
[..]
Entropie en enthalpy zijn al bekend en daarmee wordt de Gibbs uitgerekend. Dus dan kan het toch niet in de entropie zitten?
Bovendien is entropie geen energie maar moet er wel behoud van energie zijn. Heb op verschillende termen gegoogled maar kan nergens het verschil verklaren.
Want de Gibbs geeft een verschil in potentiele chemische energie en volgens de literatuur wordt dat omgezet in hitte. En de hitte energie is deel van de enthalpie, alleen het verschil daarvan is al bekend.
Erg lastige materie om onder de knie te krijgen en ik kan helaas nergens vinden waar dit allemaal duidelijk wordt uitgelegd.
Stel bijvoorbeeld dat er een verbinding verbreekt, omdat energie vaak in de binding zit, dan heb je daarna twee producten i.p.v. de ene originele, en bij een bepaalde T zullen die een andere (hogere) orde aannemen dan de uitgangspositie. Maar dat is dus zoals ik het in mijn hoofd heb zitten.
Hitte zelf gaat alle kanten op. En wat de haas zegt slaat volgens mij op het complete universum onder bepaalde omstandigheden, want je kan het universum als een geïsoleerd systeem beschouwen, maar niet elke reactie is per definitie een geïsoleerde reactie?
Mocht je op een uni zitten anders toch maar de docent aanspreken, ben zelf volgende week pas weer in de buurt van mijn boeken.
edit: beste illustrerende voorbeeld wat me wellicht te binnen schiet is als je een ijsblokje uit de vriezer haalt en deze op tafel legt. Hij smelt, S van H2O neemt wellicht toe, de omgeving koelt iets af, en de delta G bij gelijke T zit hem dan in de fase overgang van ijs naar water ... Ofzoiets
[ Bericht 6% gewijzigd door Scuidward op 02-04-2014 00:55:04 ]
Mijn vorige post was wat onduidelijk. Ik zal het proberen wat duidelijker uit te leggen.
De tweede hoofdwet zegt dat als een proces plaats wil vinden dat de entropieverandering die daar mee gepaard gaat positief moet zijn. De entropie van het universum moet altijd toenemen. Het universum is nogal een ruim begrip en daar de entropie van meten is een onmogelijke opgave, we kunnen dit dus opsplitsen in een systeem (waar het proces plaats vindt) en een omgeving (de rest van het universum). We hebben dan:
ΔSuniversum = ΔSsysteem + ΔSomgeving ≥ 0
Nu kunnen we alleen grootheden in het systeem meten en dus is het praktischer om een uitdrukking te hebben die alleen maar grootheden in het systeem bevat. Vanuit de definitie van entropie weten we:
ΔS= ΔQ/T
Verder weten we dat ΔH=ΔQ + pΔV
Als we aannemen dat het volume van het systeem gelijk blijft is ΔH=ΔQ
De hitte die toegevoegd wordt aan het systeem moet natuurlijk uit de omgeving komen dus:
ΔQsysteem = -ΔQomgeving
ΔSomgeving= -ΔQsysteem/T = -ΔHsysteem/T
Nu kunnen we dus schrijven:
ΔSsysteem - ΔHsysteem/T ≥ 0
Daar is de uitdrukking met alleen grootheden uit het systeem! Omschrijven geeft:
ΔHsysteem - TΔSsysteem ≤ 0 , voor een spontaan proces.
Dit is wat we noemen de Gibbs vrije energie. Is gewoon een definitie en niet per se energie in die zin van het woord.
Hoop dat dit wat duidelijker is.
[ Bericht 0% gewijzigd door De-Haas op 02-04-2014 01:17:06 ]
De tweede hoofdwet zegt dat als een proces plaats wil vinden dat de entropieverandering die daar mee gepaard gaat positief moet zijn. De entropie van het universum moet altijd toenemen. Het universum is nogal een ruim begrip en daar de entropie van meten is een onmogelijke opgave, we kunnen dit dus opsplitsen in een systeem (waar het proces plaats vindt) en een omgeving (de rest van het universum). We hebben dan:
ΔSuniversum = ΔSsysteem + ΔSomgeving ≥ 0
Nu kunnen we alleen grootheden in het systeem meten en dus is het praktischer om een uitdrukking te hebben die alleen maar grootheden in het systeem bevat. Vanuit de definitie van entropie weten we:
ΔS= ΔQ/T
Verder weten we dat ΔH=ΔQ + pΔV
Als we aannemen dat het volume van het systeem gelijk blijft is ΔH=ΔQ
De hitte die toegevoegd wordt aan het systeem moet natuurlijk uit de omgeving komen dus:
ΔQsysteem = -ΔQomgeving
ΔSomgeving= -ΔQsysteem/T = -ΔHsysteem/T
Nu kunnen we dus schrijven:
ΔSsysteem - ΔHsysteem/T ≥ 0
Daar is de uitdrukking met alleen grootheden uit het systeem! Omschrijven geeft:
ΔHsysteem - TΔSsysteem ≤ 0 , voor een spontaan proces.
Dit is wat we noemen de Gibbs vrije energie. Is gewoon een definitie en niet per se energie in die zin van het woord.
Hoop dat dit wat duidelijker is.
[ Bericht 0% gewijzigd door De-Haas op 02-04-2014 01:17:06 ]
Allereerst bedankt voor de tijd en moeite die jullie beiden er in stoppen. De connectie van S naar H is mij nu in ieder geval wel duidelijk, dat maakt het geheel al wat overzichtelijker. Waar ik wel mee zit is het feit dat het boek dat ik nu gebruik de Gibbs niet alleen als definitie hanteert maar ook stelt dat er X kJ aan Gibbs vrije energie in de vorm van hitte komt.
En als je dan een isobaar, isotherm proces neemt dan loop ik vast. De ΔH van het systeem is de enthalpie en in dit geval omvat die de de enthalpie van formatie + 'hitte' enthalpie (beiden in standaardstaat). Daar gaat je ΔS van af (ook in standaardstaat) en vervolgens heb je een ΔG, alleen absoluut gezien is die ΔG een grotere waarde dan de ΔH.
de ΔG die vrijkomt beschouw (ook in mijn boek) ik als energie (in de vorm van hitte) en die is dus groter dan de ΔH. Dus er gaat energie ergens weg, en dan zou je inderdaad zeggen dat die in de ΔS zit. Maar zoals ik het begrijp is ΔS geen energie, al is de eenheid wel J/K (mol).
Ik probeerde dit voor mijzelf ook op te schrijven. Als Q de totale energie is en deze dus de hitte energie en de chemische verbindingen omvat. Dan is zoals je aangeeft bij een isobaar proces ΔH = ΔQ. Dan zou de ΔG vanuit energetisch oogpunt toch gelijk moeten zijn aan het verschil van energie in de verbindingen die afgebroken worden danwel ontstaan. Maar ΔG is dus groter als gevolg van de ΔS term. Desalniettemin wordt de volledige ΔG term als hitte (en dus energie) beschouwd, en ontstaat er dus ergens energie.
Verder krijg ik de berekening voor een enkele stof niet compleet. Voor Glucose bijvoorbeeld
bronnen zijn:
http://en.wikipedia.org/w(...)nergies_of_formation
http://www.mrbigler.com/misc/energy-of-formation.PDF
http://en.wikipedia.org/w(...)change_of_formation_(data_table)
ΔGf = ΔHf - TΔS (standard molar)
-910.56 = -1271 - 298 * 0.2092
Dan kom ik op - 1332 kJ aan Gibbs uit.
Bij de volledige oxidatie van glucose kom ik met de ΔGf van iedere component op -2878 kJ/mol aan Gibbs uit, wat volgens mijn boek dan volledig als hitte vrijkomt. maar de ΔHf van glucose is enkel -1271 kJ. waar komt dit verschil dan vandaan? Ja je zou zeggen de ΔS, maar dat is toch geen energie
En als je dan een isobaar, isotherm proces neemt dan loop ik vast. De ΔH van het systeem is de enthalpie en in dit geval omvat die de de enthalpie van formatie + 'hitte' enthalpie (beiden in standaardstaat). Daar gaat je ΔS van af (ook in standaardstaat) en vervolgens heb je een ΔG, alleen absoluut gezien is die ΔG een grotere waarde dan de ΔH.
de ΔG die vrijkomt beschouw (ook in mijn boek) ik als energie (in de vorm van hitte) en die is dus groter dan de ΔH. Dus er gaat energie ergens weg, en dan zou je inderdaad zeggen dat die in de ΔS zit. Maar zoals ik het begrijp is ΔS geen energie, al is de eenheid wel J/K (mol).
Ik probeerde dit voor mijzelf ook op te schrijven. Als Q de totale energie is en deze dus de hitte energie en de chemische verbindingen omvat. Dan is zoals je aangeeft bij een isobaar proces ΔH = ΔQ. Dan zou de ΔG vanuit energetisch oogpunt toch gelijk moeten zijn aan het verschil van energie in de verbindingen die afgebroken worden danwel ontstaan. Maar ΔG is dus groter als gevolg van de ΔS term. Desalniettemin wordt de volledige ΔG term als hitte (en dus energie) beschouwd, en ontstaat er dus ergens energie.
Verder krijg ik de berekening voor een enkele stof niet compleet. Voor Glucose bijvoorbeeld
bronnen zijn:
http://en.wikipedia.org/w(...)nergies_of_formation
http://www.mrbigler.com/misc/energy-of-formation.PDF
http://en.wikipedia.org/w(...)change_of_formation_(data_table)
ΔGf = ΔHf - TΔS (standard molar)
-910.56 = -1271 - 298 * 0.2092
Dan kom ik op - 1332 kJ aan Gibbs uit.
Bij de volledige oxidatie van glucose kom ik met de ΔGf van iedere component op -2878 kJ/mol aan Gibbs uit, wat volgens mijn boek dan volledig als hitte vrijkomt. maar de ΔHf van glucose is enkel -1271 kJ. waar komt dit verschil dan vandaan? Ja je zou zeggen de ΔS, maar dat is toch geen energie
Pff, lang verhaaltje zie ik. Ik hoop dat het duidelijk is waar de schoen wringt bij mij, want ik wil het graag duidelijk kunnen verwoorden.
@Scuidward, heb geen docent om het aan te vragen want dit is stukje van mijn scriptie dat eigenlijk buiten de reguliere lesstof (en eigenlijk ook het vakgebied) valt.
@Scuidward, heb geen docent om het aan te vragen want dit is stukje van mijn scriptie dat eigenlijk buiten de reguliere lesstof (en eigenlijk ook het vakgebied) valt.
Over je berekening:
Je waarden kloppen sowieso niet, je gaat van een vloeistof naar verscheidene gassen en je ΔS is maar 0.2092? Loop nog een keer door je berekeningen heen en post ze anders even. Ik zal morgenochtend anders wel even narekenen en posten.
Om verder te gaan op je vraag:
De Gibbs energie hoeft inderdaad niet allemaal als enthalpie vrij te komen (anders had de Gibbs energie ook niet apart gedefinieerd hoeven worden). Het gaat inderdaad in die entropie term zitten.
Entropie wordt vaak omschreven als een maat voor chaos/wanorde. Er zijn eigenlijk twee veelgebruikte wiskundige definities:
dS = dQrev/T
S = kB lnΩ
De laatste is staat bekend als de Boltzmann-definitie, de Ω staat voor het aantal verschillende "microtoestanden" het systeem. Om het simpel te zeggen komt dit neer op hoeveel verschillende manieren je het systeem kan ordenen.
Het restant Gibbs energie wordt dus aangewend om meer microtoestanden beschikbaar te maken.
Aangezien je zei geen les te hebben gehad in thermodynamica neem ik aan dat je onbekend bent met het equipartitiebeginsel en vrijheidsgraden. Deze verklaren hoe de energie wordt gebruikt om meer microtoestanden beschikbaar te maken. Kort gezegd komt het erop neer dat door het toevoegen van energie deeltjes meer verschillende energieniveaus kunnen gaan bezetten, dus zijn er meer microtoestanden. Dat leidt tot de toename in entropie.
Concluderend: de Gibbs energie is niet alleen hitte en gaat dus wel degelijk in het vergroten van de entropie zitten.
Ik hoop dat het zo wat duidelijker is.
Je waarden kloppen sowieso niet, je gaat van een vloeistof naar verscheidene gassen en je ΔS is maar 0.2092? Loop nog een keer door je berekeningen heen en post ze anders even. Ik zal morgenochtend anders wel even narekenen en posten.
Om verder te gaan op je vraag:
De Gibbs energie hoeft inderdaad niet allemaal als enthalpie vrij te komen (anders had de Gibbs energie ook niet apart gedefinieerd hoeven worden). Het gaat inderdaad in die entropie term zitten.
Entropie wordt vaak omschreven als een maat voor chaos/wanorde. Er zijn eigenlijk twee veelgebruikte wiskundige definities:
dS = dQrev/T
S = kB lnΩ
De laatste is staat bekend als de Boltzmann-definitie, de Ω staat voor het aantal verschillende "microtoestanden" het systeem. Om het simpel te zeggen komt dit neer op hoeveel verschillende manieren je het systeem kan ordenen.
Het restant Gibbs energie wordt dus aangewend om meer microtoestanden beschikbaar te maken.
Aangezien je zei geen les te hebben gehad in thermodynamica neem ik aan dat je onbekend bent met het equipartitiebeginsel en vrijheidsgraden. Deze verklaren hoe de energie wordt gebruikt om meer microtoestanden beschikbaar te maken. Kort gezegd komt het erop neer dat door het toevoegen van energie deeltjes meer verschillende energieniveaus kunnen gaan bezetten, dus zijn er meer microtoestanden. Dat leidt tot de toename in entropie.
Concluderend: de Gibbs energie is niet alleen hitte en gaat dus wel degelijk in het vergroten van de entropie zitten.
Ik hoop dat het zo wat duidelijker is.
Ik heb even gekeken naar je berekening en je haalt een heleboel verschillende zaken door elkaar.
Ten eerste wil je de gibbs energie van de formatie van glucose berekenen of van het verbranden van glucose?
Lees verder dit ook even door over het bepalen van de enthalpie van je reactie: http://en.wikipedia.org/w(...)_change_of_formation
Ik zal als voorbeeld de berekening voor de verbranding van glucose uitwerken:
C6H12O6 + 6 O2 --> 6 CO2 + 6 H2O
ΔHf(C6H12O6) = -1271 KJ/mol
ΔHf(O2) = 0 KJ/mol
ΔHf(CO2) = -393.5 KJ/mol
ΔHf(H2O) = -285.83 KJ/mol
ΔHr = ΣΔHf(producten) - ΣΔHf(reactanten) (vergeet niet de stoichiometische coëfficiënten mee te nemen)
ΔHr= (6 * -393.5 + 6* -285.83) - (-1271) = -2805 KJ/mol
Entropie gaat op dezelfde wijze, ik kwam uit op:
ΔSr= 2.7218 KJ/mol/K
Daaruit volgt ΔGr= -3616 KJ/mol (bij 298K)
Mag ik vragen waar je scriptie over gaat en hoe dit terugkomt?
Ten eerste wil je de gibbs energie van de formatie van glucose berekenen of van het verbranden van glucose?
Lees verder dit ook even door over het bepalen van de enthalpie van je reactie: http://en.wikipedia.org/w(...)_change_of_formation
Ik zal als voorbeeld de berekening voor de verbranding van glucose uitwerken:
C6H12O6 + 6 O2 --> 6 CO2 + 6 H2O
ΔHf(C6H12O6) = -1271 KJ/mol
ΔHf(O2) = 0 KJ/mol
ΔHf(CO2) = -393.5 KJ/mol
ΔHf(H2O) = -285.83 KJ/mol
ΔHr = ΣΔHf(producten) - ΣΔHf(reactanten) (vergeet niet de stoichiometische coëfficiënten mee te nemen)
ΔHr= (6 * -393.5 + 6* -285.83) - (-1271) = -2805 KJ/mol
Entropie gaat op dezelfde wijze, ik kwam uit op:
ΔSr= 2.7218 KJ/mol/K
Daaruit volgt ΔGr= -3616 KJ/mol (bij 298K)
Mag ik vragen waar je scriptie over gaat en hoe dit terugkomt?
de ΔS had ik alvast naar kJ omgerekend vandaar de lage waarde.quote:Je waarden kloppen sowieso niet, je gaat van een vloeistof naar verscheidene gassen en je ΔS is maar 0.2092
Klopt, ben ze door elkaar aant het halen. Ik moet de verbranding van glucose hebben. Je ΔHr die kan ik volgen, je ΔS mis ik even want ik kom uit op 261.2 J/K/mol.quote:
Ik heb even gekeken naar je berekening en je haalt een heleboel verschillende zaken door elkaar.
Ten eerste wil je de gibbs energie van de formatie van glucose berekenen of van het verbranden van glucose?
Lees verder dit ook even door over het bepalen van de enthalpie van je reactie: http://en.wikipedia.org/w(...)_change_of_formation
Ik zal als voorbeeld de berekening voor de verbranding van glucose uitwerken:
C6H12O6 + 6 O2 --> 6 CO2 + 6 H2O
ΔHf(C6H12O6) = -1271 KJ/mol
ΔHf(O2) = 0 KJ/mol
ΔHf(CO2) = -393.5 KJ/mol
ΔHf(H2O) = -285.83 KJ/mol
ΔHr = ΣΔHf(producten) - ΣΔHf(reactanten) (vergeet niet de stoichiometische coëfficiënten mee te nemen)
ΔHr= (6 * -393.5 + 6* -285.83) - (-1271) = -2805 KJ/mol
Entropie gaat op dezelfde wijze, ik kwam uit op:
ΔSr= 2.7218 KJ/mol/K
Daaruit volgt ΔGr= -3616 KJ/mol (bij 298K)
Mag ik vragen waar je scriptie over gaat en hoe dit terugkomt?
Echter wanneer ik de ΔGf van de producten en reactanten neem moet ik ook de ΔGr kunnen nemen want ΔG is onafhankelijk van de berekeningsroute. Ik kom dan uit op -2878 kJ/mol, wat ook in mijn literatuur terugkomt. Zie bijvoorbeeld:
http://bionumbers.hms.harvard.edu/bionumber.aspx?&id=103388&ver=0
http://www.ncbi.nlm.nih.gov/books/NBK9903/
Dus ik begrijp niet goed hoe jij aan die -3616 kJ/mol komt. En vreemd genoeg is je ΔHr bijna gelijk aan de waarde die in mijn literatuur terugkomt voor de ΔG. Als die gelijk zijn aan elkaar zou ik logisch vinden want dan is het pure energie en de restwaarde volgens jouw berekening zou dan in de entropie gaan zitten.
Voor mijn scriptie bereken ik de exergetische efficientie van een fermentatieproces. Er vind eerst een germinatie stap plaats waar glucose geoxideert wordt en dus energie vrijkomt en tijdens de fermentatie van glucose naar ethanol komt ook energie vrij.
Dus ik kwam in de literatuur bij die -2878 kJ/mol uit en heb dat zelf proberen na te berekenen en dan dus ook kijken hoeveel energie in de vorm van hitte er vrij komt. Alleen zegt de literatuur dat het allemaal vrijkomt als hitte. Dus vandaar mijn verwarring over de 'ontbrekende' energie.
En entropie ben ik ook al wat ingedoken omdat het gerelateerd is met exergie, alleen dat is inderdaad een lastig en verwarrend begrip voor iemand die geen les in de thermodynamica gehad heeft.
Even tussendoor, er staan in die bron (http://www.mrbigler.com/misc/energy-of-formation.PDF)quote:
[..]
de ΔS had ik alvast naar kJ omgerekend vandaar de lage waarde.
[..]
Klopt, ben ze door elkaar aant het halen. Ik moet de verbranding van glucose hebben. Je ΔHr die kan ik volgen, je ΔS mis ik even want ik kom uit op 261.2 J/K/mol.
Echter wanneer ik de ΔGf van de producten en reactanten neem moet ik ook de ΔGr kunnen nemen want ΔG is onafhankelijk van de berekeningsroute. Ik kom dan uit op -2878 kJ/mol, wat ook in mijn literatuur terugkomt. Zie bijvoorbeeld:
http://bionumbers.hms.harvard.edu/bionumber.aspx?&id=103388&ver=0
http://www.ncbi.nlm.nih.gov/books/NBK9903/
Dus ik begrijp niet goed hoe jij aan die -3616 kJ/mol komt. En vreemd genoeg is je ΔHr bijna gelijk aan de waarde die in mijn literatuur terugkomt voor de ΔG. Als die gelijk zijn aan elkaar zou ik logisch vinden want dan is het pure energie en de restwaarde volgens jouw berekening zou dan in de entropie gaan zitten.
Voor mijn scriptie bereken ik de exergetische efficientie van een fermentatieproces. Er vind eerst een germinatie stap plaats waar glucose geoxideert wordt en dus energie vrijkomt en tijdens de fermentatie van glucose naar ethanol komt ook energie vrij.
Dus ik kwam in de literatuur bij die -2878 kJ/mol uit en heb dat zelf proberen na te berekenen en dan dus ook kijken hoeveel energie in de vorm van hitte er vrij komt. Alleen zegt de literatuur dat het allemaal vrijkomt als hitte. Dus vandaar mijn verwarring over de 'ontbrekende' energie.
En entropie ben ik ook al wat ingedoken omdat het gerelateerd is met exergie, alleen dat is inderdaad een lastig en verwarrend begrip voor iemand die geen les in de thermodynamica gehad heeft.
stoffen met een negatieve entropie, dat is onmogelijk. Ik ga even zoeken naar een betere lijst in mijn boeken.
Edit: Wacht even zie het nu in mijn boek ook. Even nalopen of dit gaat over absolute entropieën of formatie entropieën.
Edit 2: Gaat over partiële entropieën in oplossing, opgelost. Zal even verdergaan met de berekening.
[ Bericht 1% gewijzigd door De-Haas op 03-04-2014 19:36:17 ]
Ik heb inderdaad ergens een foutje gemaakt vorige keer:
Standard molar entropies:
Glucose: 209.2
Oxygen: 205.14
Carbondioxide: 213.74
Water: 69.91
ΔSr=261.86 --> ΔGr=-2883.04 kJ/mol
(Als ik de ΔGf's gebruik kom ik uit op ΔGr=-3094 kJ/mol , zit in de buurt maar niet heel erg. Weet eerlijk gezegd niet waar het verschil vandaan komt want Gibbs free energy is inderdaad een state function dus het zou niet moeten uitmaken.) Edit: ik zie dat jij er wel op uitkomt mooi!
Standard molar entropies:
Glucose: 209.2
Oxygen: 205.14
Carbondioxide: 213.74
Water: 69.91
ΔSr=261.86 --> ΔGr=-2883.04 kJ/mol
(Als ik de ΔGf's gebruik kom ik uit op ΔGr=-3094 kJ/mol , zit in de buurt maar niet heel erg. Weet eerlijk gezegd niet waar het verschil vandaan komt want Gibbs free energy is inderdaad een state function dus het zou niet moeten uitmaken.) Edit: ik zie dat jij er wel op uitkomt mooi!
Nog even over het feit dat je ΔHr waarde bijna gelijk is aan je ΔGr waarde.
Het entropieverschil is erg klein voor deze reactie dit komt doordat we hebben aangenomen dat water als vloeistof vrijkomt, indien het vrijkomt als damp krijg je een veel groter entropie verschil en wordt het verschil tussen ΔGr en ΔHr groter.
Dit is gebaseerd op het feit dat de entropie van een vloeistof/vaste stof een stuk kleiner is dan dat van een gas. Dit kom doordat er in een gas veel meer bewegingsvrijheid en minder geordendheid van de moleculen is dan in een vloeistof of vaste stof.
Het entropieverschil is erg klein voor deze reactie dit komt doordat we hebben aangenomen dat water als vloeistof vrijkomt, indien het vrijkomt als damp krijg je een veel groter entropie verschil en wordt het verschil tussen ΔGr en ΔHr groter.
Dit is gebaseerd op het feit dat de entropie van een vloeistof/vaste stof een stuk kleiner is dan dat van een gas. Dit kom doordat er in een gas veel meer bewegingsvrijheid en minder geordendheid van de moleculen is dan in een vloeistof of vaste stof.
Ok, bedankt. Ik ga eens kijken hoe ik dit in mijn verslag verwerkt krijg. Dan wordt er in de berekeningen in de literatuur denk ik ergens afgerond of er wordt versimpelend als ze de volledige Gibbs als vrijkomende energie beschouwen. Voor mij helaas geen optie omdat ik toch graag sluitende energiebalansen heb 
Kan iemand mij even wat herinneren?
s(t) = 1/2 * a * t^2 + V0 * t + X0
Hoe moet ik het dik gedrukte interpreteren?
Ik had een vraag gekregen: auto rijdt met snelheid van 20 m/s, remt af met vertraging van 2 m/s^2, wat is de remafstand.
Nou, ik had eerst de tijd berekend en toen alles in s(t) ingevuld, kwam op 200m uit, klopt niet want het moest 100m zijn. Dat laatste begrijp ik nu wel, want ik heb gewoon de gemiddelde snelheid genomen en toen hiermee de werkelijke remafstand berekend, maar hoezo zou in dit geval de s(t) formule niet toegepast kunnen worden? Of hoe zou dat wel moeten?
Edit:
Zo dan (toen ik 200m had berekend gebruikte ik een positieve acceleratie, wat natuurlijk negatief moet zijn)?
s(t) = 1/2 * - 2 * t^2 + V(0) * t?
s(t) = 1/2 * a * t^2 + V0 * t + X0
Hoe moet ik het dik gedrukte interpreteren?
Ik had een vraag gekregen: auto rijdt met snelheid van 20 m/s, remt af met vertraging van 2 m/s^2, wat is de remafstand.
Nou, ik had eerst de tijd berekend en toen alles in s(t) ingevuld, kwam op 200m uit, klopt niet want het moest 100m zijn. Dat laatste begrijp ik nu wel, want ik heb gewoon de gemiddelde snelheid genomen en toen hiermee de werkelijke remafstand berekend, maar hoezo zou in dit geval de s(t) formule niet toegepast kunnen worden? Of hoe zou dat wel moeten?
Edit:
Zo dan (toen ik 200m had berekend gebruikte ik een positieve acceleratie, wat natuurlijk negatief moet zijn)?
s(t) = 1/2 * - 2 * t^2 + V(0) * t?
v0 is de beginsnelheidquote:
Kan iemand mij even wat herinneren?
s(t) = 1/2 * a * t^2 + V0 * t + X0
Hoe moet ik het dik gedrukte interpreteren?
Ik had een vraag gekregen: auto rijdt met snelheid van 20 m/s, remt af met vertraging van 2 m/s^2, wat is de remafstand.
Nou, ik had eerst de tijd berekend en toen alles in s(t) ingevuld, kwam op 200m uit, klopt niet want het moest 100m zijn. Dat laatste begrijp ik nu wel, want ik heb gewoon de gemiddelde snelheid genomen en toen hiermee de werkelijke remafstand berekend, maar hoezo zou in dit geval de s(t) formule niet toegepast kunnen worden? Of hoe zou dat wel moeten?
Edit:
Zo dan (toen ik 200m had berekend gebruikte ik een positieve acceleratie, wat natuurlijk negatief moet zijn)?
s(t) = 1/2 * - 2 * t^2 + V(0) * t?
Ah, die had ik nog niet gezienquote:
[..]
Ik vat hem denk ik al, zie mijn edit.
Afremmen is inderdaad altijd een minnetje ervoor.
Hallo iedereen,
Ik heb een vraagje wat betreft antibonding molecular orbitals
Ik heb een vraagje wat betreft antibonding molecular orbitals
SPOILEROm spoilers te kunnen lezen moet je zijn ingelogd. Je moet je daarvoor eerst gratis Registreren. Ook kun je spoilers niet lezen als je een ban hebt.Komt zo'n antibonding MO ooit wel eens voor? Aangezien het meer energie bevat/kost dan dat er 2 losse atomic orbitals zijn.SPOILEROm spoilers te kunnen lezen moet je zijn ingelogd. Je moet je daarvoor eerst gratis Registreren. Ook kun je spoilers niet lezen als je een ban hebt.
quote:
Hallo iedereen,
Ik heb een vraagje wat betreft antibonding molecular orbitalsSPOILEROm spoilers te kunnen lezen moet je zijn ingelogd. Je moet je daarvoor eerst gratis Registreren. Ook kun je spoilers niet lezen als je een ban hebt.Komt zo'n antibonding MO ooit wel eens voor? Aangezien het meer energie bevat/kost dan dat er 2 losse atomic orbitals zijn.Die orbital is er altijd. Een combinatie van 2 AO's resulteert in 2 MO's (1 bonding en 1 antibonding). Een belangrijkere vraag is of die antibonding altijd volledig gevuld is, want dan zou dat je netto inderdaad geen energiewinst opleveren (daarom bestaat er ook geen He2, probeer daar maar eens een MO-diagram van te tekenen).SPOILEROm spoilers te kunnen lezen moet je zijn ingelogd. Je moet je daarvoor eerst gratis Registreren. Ook kun je spoilers niet lezen als je een ban hebt.
Als je het MO-diagram van N2 opzoekt zul je zien dat je een combinatie krijgt van 8 AO's,
2 daarvan zijn lager in energie dan de rest, de antibonding MO die door deze AO's wordt gevormd zal eerder worden opgevuld dan die bonding van de andere orbitals omdat hij absoluut lager in energie is.
Aah kijk, thanks. Na het opzoeken van het N2 MO-diagram is het allemaal ineens een stuk duidelijker geworden.
En He2 bestaat dus niet, maar He2+ wel
En He2 bestaat dus niet, maar He2+ wel
Mooi dat het duidelijk is.quote:
Aah kijk, thanks. Na het opzoeken van het N2 MO-diagram is het allemaal ineens een stuk duidelijker geworden.
En He2 bestaat dus niet, maar He2+ wel
Uit een tabel met uitkomsten van de standaard normaalverdeling. Staat vast ergens in je statistiekboek?quote:
Kan iemand mij uitleggen waar ze 1.88 vandaan halen ? In de vraag staat niks over 1.88.
[ afbeelding ]
Anders ff vragen in het wiskunde topic.quote:
Kan iemand mij uitleggen waar ze 1.88 vandaan halen ? In de vraag staat niks over 1.88.
[ afbeelding ]
| Forum Opties | |
|---|---|
| Forumhop: | |
| Hop naar: | |