https://rdeuber.ch/chemiewiki/api.php?action=feedcontributions&feedformat=atom&user=BrizzieChemiewiki - Benutzerbeiträge [de]2026-04-17T16:35:14ZBenutzerbeiträgeMediaWiki 1.31.6https://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33611Die freie Enthalpie ΔG2024-06-27T08:27:41Z<p>Brizzie: /* Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Wahrscheinlichkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 15.5px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33380Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:46:52Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 15.5px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33379Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:46:42Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 15.5px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33378Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:46:31Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 15.5px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33377Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:45:55Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 15.5px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33376Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:45:45Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14.5px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16.5px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33375Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:45:32Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33374Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:45:09Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG= ΔH-T⋅ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33373Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:44:59Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">''ΔG= ΔH-T⋅ΔS''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33372Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:44:41Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 15px;">''ΔG= ΔH-T⋅ΔS''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33371Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:44:07Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;"</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33370Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:43:27Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 13px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T ⋅ ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33369Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:42:29Z<p>Brizzie: </p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS⋅T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T ⋅ ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33368Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:42:04Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T⋅x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T ⋅ ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33367Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:41:43Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> ⋅ ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33366Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:41:15Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K⋅0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K⋅0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33365Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:40:40Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr großen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, dem Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut erkennen, dass umso höher die Temperatur ist, desto mehr wird die Reaktion begünstigt. Dies liegt daran, dass der entropische Beitrag (−T⋅ΔS) bei höheren Temperaturen stärker ins Gewicht fällt, wodurch die Reaktion freiwilliger abläuft.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33364Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:37:25Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr grossen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut sehen, dass umso höher die Temperatur ist<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33363Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:37:14Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann, hat die Temperatur einen sehr grossen Einfluss auf die Freiwilligkeit einer Reaktion. In der Reaktion, Schmelzen von Eis zu Wasser, kann man sehr gut sehen, dass umso höher die Temperatur ist<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33362Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:33:43Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
Wie man nun nach dem Experiment sehen kann,<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33361Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:33:05Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 16px;"><span style="color:red;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33360Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:32:28Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span><br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;"><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33359Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:30:34Z<p>Brizzie: /* Source-Code: */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
Schriftfarbe (Buchstaben/Wörter):<br />
</p><br />
<p>Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p>Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33358Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:30:14Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
Schriftfarbe (Buchstaben/Wörter):<br />
</p><br />
<p>Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 12px;">Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33357Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:30:01Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33356Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:29:44Z<p>Brizzie: /* Die Berechnung von ΔG */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span><br />
<br />
</p><br />
<p>Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33355Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:26:51Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man die Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33354Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:25:13Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungünstig<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 günstig<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man hier wieder die berühmte Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_freie_Enthalpie_%CE%94G&diff=33353Die freie Enthalpie ΔG2024-06-16T10:24:52Z<p>Brizzie: /* Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? */</p>
<hr />
<div>Die freie Enthalpie gibt Auskunft über die Freiwilligkeit einer chemischen Reaktion. Die Bezeichnung für die freie Enthalpie ist ΔG. Sie wird durch die Entropie ΔS und die Enthalpie ΔH definiert. Die Formel dazu lautet: ΔG = ΔH - ΔS*T<br />
<br />
== Die Verknüpfung von ΔG mit der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS)==<br />
<br />
Die Verknüpfung der drei Grössen wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verdeutlicht. Diese Gleichung zeigt, dass die Triebkraft einer Reaktion sowohl durch energetische Aspekte (Enthalpie) als auch durch die Rolle der Zufälligkeit (Entropie) bestimmt wird.<br />
<br />
Die Enthalpie ΔH ist eine Grösse, die den Wärmeinhalt eines Systems unter konstantem Druck beschreibt. Die Enthalpieänderung (ΔH) gibt also an, ob bei einer Reaktion Wärme abgegeben (exotherm, ΔH<0) oder aufgenommen (endotherm, ΔH>0) wird. Exotherme Reaktionen setzen Energie frei während endotherme Reaktionen Energie benötigen, um abzulaufen.<br />
<br />
Die Entropie ΔS ist ein Mass für die Freiwilligkeit in einem System. Sie beschreibt die Anzahl der möglichen Zustände, die ein System einnehmen kann und ist der Indikator für die Wahrscheinlichkeit der Verteilung von Energie innerhalb eines Systems. Wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, ist zum Beispiel Abhängig von dem Aggregatzustand oder von den Anzahl Teilchen. Also wenn ΔS>0 ist, begünstigt es die Freiwilligkeit. Wenn ΔS<0 ist, dann wirkt es der Freiwilligkeit entgegen.<br />
<br />
Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Gibbs-Helmholtz-Gleichung den Einfluss von Enthalpie, Entropie und der Temperatur auf die freie Enthalpie und somit auch die Freiwilligkeit von Reaktionen verdeutlicht.<br />
<br />
== Die Berechnung von ΔG ==<br />
<br />
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann man herausfinden, ob eine Reaktion ablaufen wird oder nicht. Doch wie ist diese Formel überhaupt entstanden? <br />
<br />
1882 veröffentlichte der deutsche Physiker Hermann von Helmholtz (1821-1894) die Abhandlung "Thermodynamik chemischer Vorgänge", in der er den Wirkungsgrad von elektrochemischen Vorgängen untersuchte. Im Zuge der Industrialisierung wurde die für die Fabrikation und den Transport notwendige mechanische und elektrische Energie aus Wärmeenergie durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen wie z.B Kohle gewonnen. Trotz grosser Bemühungen gelang es nicht, die gesamte Wärmeenergie in nutzbare Energie umzuwandeln: Ein Teil davon ging immer verloren. Helmholtz stellte also die Theorie auf, dass die gesamte Enthalpie eines exothermen chemischen Vorgangs aus einem nutzbaren Teil, der "freien Enthalpie" (ΔG), und einem nicht nutzbaren Teil, der "gebundenen Enthalpie", besteht.<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist die maximal nutzbare Energie, die bei einem Prozess freigesetzt wird, während die gebundene Enthalpie, nach der Vorstellung von Helmholtz, die Wärmeenergie ist, die nicht in nutzbare Energie umgewandelt werden kann. Helmholtz formulierte die Beziehung:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''ΔG= ΔH-T*x''</span><br />
<br />
Hier ist ΔH die gesamte Reaktionsenthalpie und T*x der Teil der Enthalpie, der in Form von Wärme verloren geht.<br />
<br />
Rudolf Clausius führte später den Begriff der Entropie (ΔS) ein. Er definierte die Entropie als Verhältnis der Wärmeenthalpie zur Temperatur (ΔH/T). Helmholtz' Konstante x wurde gleichgesetzt mit der Entropieänderung ΔS, sodass:<br />
<br />
<span style="font-size: 14px;">''x=ΔS''</span><br />
<br />
Dies führte dann zur bekannten Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">'''ΔG = ΔH - T * ΔS'''</span><br />
<br />
== Was sagt ΔG über die Reaktion aus? ==<br />
<br />
wenn '''ΔG<0''', die Reaktion ist exergonisch (freiwillig), in einem abgeschlossenen System kann sie von alleine ablaufen.<br />
<br />
wenn '''ΔG=0''', findet keine Reaktion statt.<br />
<br />
wenn '''ΔG>0''', die Reaktion ist endergonisch (unfreiwillig), in einem abgeschlossenen System läuft sie nicht von alleine ab.<br />
In einem geschlossen oder in einem offenen System wäre dies z.B. durch das Zuführen von Energie oder Elektronen durchaus möglich.<br />
<br />
== Was für eine Rolle spielt die Temperatur T? ==<br />
<br />
Weil sich bei sehr niedriger Temperatur die Teilchen kaum bewegen, die Unordnung deshalb gering ist, dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen eine Rolle. <br />
<br />
Beispiel: Schmelzen von Eis zu Wasser <br />
<br />
'''''H<sub>2</sub>O<sub>(s)</sub> ⇌ H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''''<br />
<br />
ΔH: Schmelzenthalpie von Wasser = 6,01 kJ/mol bei 0°C → ΔH>0 ungü<br />
<br />
ΔS: Bei 0°C = 0,022 kJ/mol → ΔS>0 gü<br />
<br />
Wenn, wie in diesem Fall, ΔH>0 ungünstig und ΔS>0 günstig ist, begünstigt eine höhere Temperatur die Freiwilligkeit des Prozesses. Der Prozess wird ab einer bestimmten Temperatur spontan, weil der entropische Beitrag (−T*ΔS) groß genug wird, um den energetisch ungünstigen Beitrag (ΔH) zu überwiegen.<br />
<br />
Um herauszufinden, was für einen Einfluss die Temperatur hat, braucht man hier wieder die berühmte Gibbs-Helmholtz-Gleichung:<br />
<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 15px;">ΔG = ΔH -<span style="color: red;">T</span> * ΔS</span></p><br />
<br />
'''1. Bei 0°C'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-273.15K*0,022kJ/mol = 6.01kJ-6.01kJ = 0kJ/mol<br />
<br />
ΔG=0, der Prozess ist im '''''Gleichgewicht''''' und das bedeutet, das Eis beginnt zu schmelzen.<br />
<br />
'''2. Unter 0°C (z.B -5°C)'''<br />
<br />
ΔG= 6,0kJ/mol-268.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-5,8993 = 0.1107kJ/mol<br />
<br />
G>0, die Reaktion läuft '''''nicht freiwillig''''' ab und das Eis bleibt fest.<br />
<br />
'''3. Über 0°C (z.B 5°C)'''<br />
<br />
ΔG = 6,01kJ/mol-278.15K*0,022kJ/mol = 6,01kJ/mol-6,1193kJ/mol = -0.1093kJ/mol<br />
<br />
G<0, die Reaktion ist '''''freiwillig''''' und das Eis schmilzt.<br />
<br />
== Warum "freie" Enthalpie? ==<br />
<br />
Die freie Enthalpie ist eine nutzbare Energieform, da die Reaktionen von selbst ablaufen. Wird z.B. bei einer exothermen Reaktion viel Wärmeenergie frei, führt dies zur schnelleren Bewegung der Teilchen. Wenn man die Bewegung der Teilchen, die in eine bestimmte Richtung verlaufen, ausnutzt, kann man dadurch z.B. eine Turbine antreiben und die freigewordene Wärmenergie in elektrischen Strom umwandeln. Dies ist jedoch nicht ohne Verlust zu machen, da sich nicht alle Teilchen in die gleiche Richtung bewegen.<br />
<br />
== Quellen ==<br />
<br />
- Chemieunterlagen der Aargauischen Kantonsschule Baden<br />
- Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber<br />
- Eigene Unterrichtsnotizen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
<br />
Swisseduc [http://swisseduc.ch/chemie/) Unterrichtsserver für Chemie]<br />
<br />
StudySmarter [https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/gibbs-helmholtz-gleichung/) Unterrichtsserver für Chemie und andere Fächer]<br />
<br />
Chemie.de [https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html) Website über Chemie]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33352Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:11:42Z<p>Brizzie: /* Source-Code: */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
Schriftfarbe (Buchstaben/Wörter):<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 12px;">Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 12px;">Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33351Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:11:20Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
Schriftfarbe (Buchstaben/Wörter):<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 12px;">Text 1,<span style="color: red;">Text 2</span> und Text 3.</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33350Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:11:07Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
Schriftfarbe (Buchstaben/Wörter):<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 12px;">Text1,<span style="color: red;">Text2</span> und Text3.</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33349Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:11:00Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
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<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
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Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
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Schriftfarbe (Buchstaben/Wörter):<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 12px;">Text1,<span style="color: red;">Text2</span>und Text3.</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33348Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:10:24Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
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<br />
<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
Schriftfarbe (Buchstaben/Wörter):<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33347Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:09:54Z<p>Brizzie: /* Source-Code: */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
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<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
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<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
<br />
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<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33346Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:09:28Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
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<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
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Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
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<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33345Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:09:20Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): </p><br />
<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
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Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
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Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
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So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33344Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:09:11Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
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__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
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Schriftfarbe (ganzer Text): <br />
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<p><span style="color: blue;">Text</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33343Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:09:01Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): <br />
</p><br />
<p><span style="color: blue;">ΔG = ΔH - T * ΔS</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33342Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:07:48Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe (ganzer Text): <br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33341Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:07:27Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
Schriftfarbe:<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
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=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
<br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33340Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:06:58Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösse und Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
Schriftgrösse:<br />
<span style="font-size: 16px;">Text</span><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
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[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33339Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:06:32Z<p>Brizzie: /* Schriftfarbe (Teil eines Textes) */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33338Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:06:22Z<p>Brizzie: /* Schriftfarbe (ganzer Text) */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
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<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
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<br />
==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
<br />
==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
<br />
<br />
== Zweiter Titel ==<br />
<br />
Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
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[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33337Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:06:09Z<p>Brizzie: /* Schriftgrösser */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
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<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
<br />
So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
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[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33336Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:05:43Z<p>Brizzie: /* Schriftfarbe */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
<br />
__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösse und Schriftfarbe==<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
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[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33335Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:05:08Z<p>Brizzie: /* Zweiter Titel */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
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__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
<br />
Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftfarbe==<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
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=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
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== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
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[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33334Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:04:50Z<p>Brizzie: /* Erster Titel */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
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__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
<br />
Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
<br />
Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
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== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
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== Erster Titel ==<br />
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Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
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=== Erster Untertitel ===<br />
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So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
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<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
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<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
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== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
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[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33333Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:04:28Z<p>Brizzie: /* Source-Code: */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
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__TOC__<br />
<br />
== Erster Titel ==<br />
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Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
<br />
=== Erster Untertitel ===<br />
<br />
Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
Link auf das Kapitel "Weblinks": [[Wikiseite_für_Studierende#Weblinks|Hier geht's zu den Weblinks]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
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== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
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Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
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== Erster Titel ==<br />
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Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
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=== Erster Untertitel ===<br />
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So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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==Schriftgrösser==<br />
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==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
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==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
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<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
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[[Kategorie:Templates]]</div>Brizziehttps://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Wikiseite_f%C3%BCr_Studierende&diff=33332Wikiseite für Studierende2024-06-16T10:04:17Z<p>Brizzie: /* Source-Code: */</p>
<hr />
<div>Will man einen Text vor dem Inhaltsverzeichnis, kann man ihn im Bearbeitungsmodus vor dem ersten Titel einfügen. <br />
<br />
Das Inhaltsverzeichnis wird automatisch aufgrund der Titel erstellt.<br />
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__TOC__<br />
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== Erster Titel ==<br />
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Ein Titel wird erstellt, indem man im Bearbeitungsmodus vor und nach dem Text zwei Gleichheitszeichen schreibt. <br />
Als Beispiel für den Text gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
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=== Erster Untertitel ===<br />
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Als Beispiel: So wird ein Link innerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Und so wird ein Link innerhalb des Kapitels der eigenen Seite gemacht:<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
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Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
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== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
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== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
==Source-Code:==<br />
Der Source Code sieht dan wiefolgt aus:<br />
Dies ist das Template mit dem Sie alle arbeiten können:<br />
<pre><br />
Ein Text vor dem ersten Titel wird oberhalb des Inhaltsverzichnisses angezeigt<br />
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== Erster Titel ==<br />
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Hier gibt's ein Bild: <br />
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Bild eines Antikörpers; für eine detailliertere Sicht siehe [http://swisseduc.ch/chemie/molmod/anwendungen/antikoerper/]]]<br />
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=== Erster Untertitel ===<br />
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So wird ein Link inerhalb des Wikis gemacht:<br />
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Hier gehts zu den [[I Grundlagen]]<br />
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==== Erster Unteruntertitel ====<br />
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So wird eine chemische Formel geschrieben:<br />
(H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>).<br />
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== Zweiter Titel ==<br />
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Pfeil: &rarr;<br />
<br />
Gleichgewichtspfeil: ⇌<br />
<br />
<br />
==Schriftgrösser==<br />
<span style="font-size: 24px;">Text</span><br />
<br />
<br />
<br />
==Schriftfarbe (ganzer Text)==<br />
</p><br />
<p><span class="colored-text">Text</span></p><br />
<br />
==Schriftfarbe (Teil eines Textes)==<br />
</p><br />
<p><span style="font-size: 24px;">Text nicht farbig<span style="color: red;">Text farbig</span> Text nicht farbig</span></p><br />
<br />
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<br />
== Quellen ==<br />
* Chemieunterlagen<br />
<br />
== Weblinks ==<br />
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie<br />
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden <br />
<br />
</pre><br />
<br />
<br />
[[Kategorie:Templates]]</div>Brizzie