Hallo,
ich hab ein paar Verständinsschwierigkeiten bei chem. Prozessen. Es heißt doch das bei isobar-adiabatischen Prozessen die Enthalpie H minimal wird!
Bei isobaren Prozessen ist jedoch dH=dQ und bei adiabatischen dQ = 0, also ist doch die Änderung der Enthalpie dH=dQ=0, was soll da denn minimal werden, wenn sie sich sich doch gar nicht ändert?
Oliver
dQ=0 bedeutet, dass keine Wärme über die Systemgrenze (z.B. chem. Reaktor) geht.
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dQ=0 bedeutet, dass keine Wärme über die Systemgrenze (z.B.
chem. Reaktor) geht.
? was hat das denn mit meiner Frage zu tun??
Ein isobar, adiabat geführter Prozeß bedeutet: const. Druck im Reaktionsraum und es geht keine Wärmemenge aus dem Reaktionsraum. D.h.: Die gesamte Enthalpieänderung wird zu Gunsten einer Temperatur und/oder Volumenänderung ablaufen.
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Ein isobar, adiabat geführter Prozeß bedeutet: const. Druck im
Reaktionsraum und es geht keine Wärmemenge aus dem
Reaktionsraum. D.h.: Die gesamte Enthalpieänderung wird zu
Gunsten einer Temperatur und/oder Volumenänderung ablaufen.
ist die gesamte Enthalpieänderung nicht dH=dQ=0?
Hallo,
hier gibs mit Sicherheit Profis, die es besser wissen als ich. Aber weil Du von chemischen Proyessen redest, denke ich mal, dass man auch die Teilchenanyahl mit ins Spiel bringen muesste. Dann sieht das mit der Enthalpie H bei mir so aus:
H = U + p*V
dH = dU + p*dV + V*dp
dU = T*dS -p*dV + m*dN
mit dem chemischen Potential m und der Teilchenanzahl, was man sich zusammen eigenlich als Summe vorstellen muesste.
dH = T*dS + V*dp + m*dN
Mit dS = 0 wegen dQ = 0 sowie dp = 0 habe ich dann immer noch:
dH = m*dN mit H = H(S,p,N)
Ich denke, dass dann die totale Aenderung von H immer noch die durch die chemische Reaktion hervorgerufene Teilchenaenderung (mole) ist. Ich hoffe das stimmt einigermassen…
BYE
Hi,
ich hab´noch mal meine Thermodynamikunterlagen herausgekramt. Du hast Recht. Es gilt
dQ=dH=cpdT mit dQ = 0 (adiabat) folgt auch dH = 0 und dT = 0. Also wird es wohl oben beschriebenen Prozeß nicht geben!
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dQ=dH=cpdT mit dQ = 0 (adiabat) folgt auch dH = 0 und dT = 0.
Also wird es wohl oben beschriebenen Prozeß nicht geben!
hi,
wieso? es gibt doch bestimmt isobar-adiabatische Prozesse… oh mann, schon kompliziert das alles! 
(
es gibt doch bestimmt isobar-adiabatische Prozesse…
Natürlich gibt es die, aber dabei ändert sich die Enthalpie nicht. Minimiert wird bei derartigen Prozessen lediglich die freie Enthalpie.
es gibt doch bestimmt isobar-adiabatische Prozesse…
Natürlich gibt es die, aber dabei ändert sich die Enthalpie
nicht. Minimiert wird bei derartigen Prozessen lediglich die
freie Enthalpie.
In meinem Physik-Buch steht wortwörtlich:
„Unter adiabatisch-isobaren Bedingungen (p=const., dQ=0) wird die Enthalpie H minimal.“
würdest du sagen, daß das falsch ist??
Oliver
… wenn wir schon dabei sind…
bei der freien Enthalpie heißt es da, daß sie bei isobar-isothermen Prozessen minimal wird.
In meinem Physik-Buch steht wortwörtlich:
„Unter adiabatisch-isobaren Bedingungen (p=const., dQ=0) wird
die Enthalpie H minimal.“würdest du sagen, daß das falsch ist??
Wird das nicht hergeleitet oder wenigstens erläutert? So wie es da steht würde ich es für falsch halten.
bei der freien Enthalpie heißt es da, daß sie bei
isobar-isothermen Prozessen minimal wird.
Nur bei freiwilligen Prozessen. Die Änderung der freien Ethalpie ist unter isobar-isothermen Bedingungen gleich der geleisteten Arbeit. Ist die negativ, dann ist auch die Änderung der freien Enthalpie negativ und der Prozeß läuft freiwillig, bis die freie Enthalpie ihr Minimum erreicht. Man könnte aber ebensogut auch Arbeit am System leisten. Dann würde die freie Enthalpie größer werden. (Das macht z.B. eine Wärmepumpe.)
Hallo nochmal,
also ich verstehe die ganze „untere“ Diskussion nicht! Vielleicht kann mich mal einer von euch genauer aufklaeren. Denn was ist denn nun nach folgender Betrachtung verkehrt?:
dU = dQ -p*dV mit dQ H = H(S,p,N)
Nehmen wir mal wir zuvor auch dN = 0 so bedeutet das:
dH
dH = dU + p*dV + V*dp
mit dU = dq - pdV kommen wir damit zu
dH = dq + Vdp
Unter isobaren (dq=0) und adiabatischen (dp=0) Bedingungen folgt daraus dH=0.
Hallo, ja verstanden…aber eine Frage ist dennoch bei mir.
dU = dq - p*dV
ist genauso wenig ein totales Differential wie Dein:
dH = dq + Vdp
Nach meiner Meinung einfach deshalb, weil q bzw. dq als Waerme keine Zustandgroesse darstellt! Ich kann erst zu einer Zustandgroesse bzw. totales Diffential uebergehn, wenn ich die Entropie ins Spiel bringe. Aus dq/T mache ich erst eine Zustandgroesse. Dann habe ich auch die „Berechtigung“ so zu argumentieren, das H minimal wird.
dS >= dq/T
muesste doch zweierlei Aussagen beinhalten. Naemlich einmal das eine Entropieaenderung nicht nur durch von aussen zugefuehrte Waerme erfolgt, sondern das zusaetzlich auch noch der Prozesse irreversible ablaueft. Dann faellt mir noch ein, dass auch dV/V sowie dN/N Anteile von Entropieaenderungen sein koennen, die auch dann anfallen - selbst wenn dq=0 und dp=0 eingehalten werden. Oder mal ganz allgemein gesprochen…Die Entropie des Systems kann ich vergroessern in dem ich:
Trotz dq=0 und dp=0 bleibt also noch genuegend uebrig und somit muss ich immer mit „Ungleich“ arbeiten (dH[Bei dieser Antwort wurde das Vollzitat nachträglich automatisiert entfernt]
dS >= dq/T
muesste doch zweierlei Aussagen beinhalten. Naemlich einmal
das eine Entropieaenderung nicht nur durch von aussen
zugefuehrte Waerme erfolgt, sondern das zusaetzlich auch noch
der Prozesse irreversible ablaueft.
Das ist ja alles richtig, aber was hat die Entropieänderung mit der Enthalpieänderung zu tun?
Mir fällt da aber eine ganz andere Möglichkeit ein, unter isobaren Bedingungen gilt auch dH=CpdT. Solange der Prozeß also nicht isotherm verläuft, kann sich die Enthalpie durchaus ändern. Dummerweise kann sie dabei aber auch größer werden, wenn sich bei annähernd konstanter Wärmekapazität die Temperatur erhöht (wenn z.B. eine unterkühlte Schmelze erstarrt). Von einer Minimierung der Enthalpie sind wir also noch weit entfernt.
Hallo nochmal…
Entschuldigung, aber jetzt komme ich auch ganz schoen ins Schwitzen. Aber ich sehe das so:
Dein
dH = Cp*dT
beschreibt die Sachlage vielleicht nicht genau genug. Zur Zeit denke ich auch dass sich die Enthalpie vergroessern laesst, aber meinen wir nicht Prozesse die sich selbst ueberlassen sind und nicht von aussen gesteuert bzw. erzwungen werden??? Wenn wir mal dp = 0 vorraussetzen, dann habe ich nach meinen vorgehenden Ueberlegungen immer noch:
dH p*dT
Also:
dH p*dT = cp*dT
Cp kommt nur dann ins Spiel, wenn ich argumentiere:
Cp = (dQ/dT)p und dS == dQ/T
Ich denke Cp beschreibt nur sehr ideale Vorgaenge wie z.B. in einem idealen Gas. Asserdem wird ja ueber die Vorraussetzung dQ/dT ja sofort beschrieben, dass ich Waerme von aussen zu oder abfuehre, was bedeutet, dass ich das System nicht sich selbst ueberlasse.
CIAO
Dein
dH = Cp*dT
beschreibt die Sachlage vielleicht nicht genau genug.
Sagen wir mal, es beschreibt die Lage nicht vollständig. Tatsäclich muß die Wärme CpdT irgendwoher kommen. Da sie unter adiabatischen bedingungen vom System selbst aufgebracht wird, bleibt wieder dH=0 übrig.
dH =0 auch dH>=0 möglich.
Für isotherme Prozesse gilt
dH =0 ebenfalls dH>=0 möglich. Unter isobar-adiabatischen Verhältnissen gilt allerdings weiterhin dH=dq=0.
Wird das nicht hergeleitet oder wenigstens erläutert? So wie
es da steht würde ich es für falsch halten.
Nein, ist halt nur eine Einführung in Experimental Physik… aber der von mir besagte Satz ist sogar extra hervorgehoben, wär schon 'n Ding, wenn das falsch ist. Aber, stimmt eigentlich, wenn dH=dQ=0 heißt das eben, daß sich H nicht mehr ändert.