Aggregatzustand

Sieben · Anmeldungsdatum: 14.02.2010 Beiträge: 1

huhu ihr lieben hilfsbereiten leute smile

ich habe da zwei fragen:
1. woher weiß ich, dass SiO2 ein Feststoff ist?? Wahrscheinlich eine blöde Frage, aber CO2 ist ja gasförmig- besteht aber auch aus einem "Feststoff" und zwei Gasmolekülen...ich bin verwirrt...

2. der Unterschied zwischen einer endothermen und einer exothermen Reaktion ist ja der, dass DeltaH bei der exothernen kleiner 0 ist und eine Temperaturerhöhung das Gleichgewicht auf die Seite der Edukte verschiebt- und bei der endothermen ist es eben anders rum...
aber wenn ich jetzt eine Reaktionsgleichung gegeben habe
z.B. 2SO2 + O2 ---- 2SO3
und weiter sind keine Angaben gegeben- woher weiß ich dann, dass es sich hierbei um eine exotherme Reaktion handelt??

vielen lieben Dank schonmal...

Staufie · Gast

hey,

1. SiO2 ist ganz normaler Quarzsand, und genau kann man das nicht wissen nur an der Strukturformel! Man kann sich das aber so begründen das Silicium eine größere Molare-masse als Kohlenstoff hat und es deswegen eher in fester Gebinde geht

es ist egal was für ein Aggregatzustand die Elemente in einer Verbindung haben, nur die Verbindung zählt

2. das kann man nicht einfach aus der Reaktionsgleichung herauslesen ob es ne endo, oder ne exotherme Reaktion ist.
Das einzige was man tun kann ist sich zu überlegen ob die entstandenen Produkte Stabiler=energieärmer sind als die Edukte, wenn das der Fall ist kann man davon ausgehen das Energie frei wird!

magician4 · Moderator Anmeldungsdatum: 05.10.2009 Beiträge: 2067 Wohnort: Hamburg

TheBartman · Anmeldungsdatum: 09.07.2009 Beiträge: 547

Um das mit dem Aggregatzustand nochmal eben zu erläutern - im Grunde wurde es schon gesagt:

Bei den Aggregatzuständen geht es in erster Linie um das was ZWISCHEN den Molekülen des Stoffes passiert.
Wenn also Wassermoleküle lieber zusammen "kleben" ist es flüssig (oder gar fest) und wenn zB Schwefelwasserstoffmoleküle nicht so sehr das Bestreben haben miteinander "abzuhängen", ist es gasförmig.

Um das mal salopp auszudrücken.

Eine Vorhersage zu treffen, in welchem Zustand ein Stoff bei welchen Bedingungen (Temperatur, Druck) vorliegt, ist nicht so ganz einfach. Es hängt von vielen Dingen ab, und man benötigt sehr viel Erfahrung, oder man liest es einfach nach.

pawn · Anmeldungsdatum: 27.10.2004 Beiträge: 215

So, der folgende Beitrag ist mehr Frage als Antwort und soll mein eigenes Verständniss der Angelegenheit bestätigen oder berichtigen (quasi egoistischer Threadmissbrauch Big Laugh

, aber eigentlich ist es hier gar nicht mal so offtopic, obwohls nicht direkt gefragt/angesprochen wurde).

Im Fall SiO2 und CO2, kann man das mit den Orbitalen begründen, und der darin begründeten Hemmung einer Si=O Doppelbindung?
Die p-Orbitale im Si sind deutlich größer als die im C, und die von C sind ähnlich groß wie die p-Orbs von O. Und eine Doppelbindung resultiert ja aus der Überlagerung zweier p-Orbitale. Und eine Bindung ist allgemein desto stärker, desto größer das Überlappungsintegral der Orbitale ist (Überlappungsintegral ist doch das Verhältnis von überlappenden zu nichtüberlappenden Orbitalbereichen, stimmt das so?).
Si hat im Vergleich zu O sehr große p-Orbs, daher ist der Bereich des p-Orbs von Si, der mit dem p-Orb von O überlappt eher gering, im Vergleich zum Bereich, der nicht überlappt (Geringes Überlappungsintegral, richtig? Big Laugh

). So, aus diesem Grund bringt eine Si=O Doppelbindung für das Si keinen großen energetischen Vorteil und daher kommt diese Doppelbindung praktisch auch nicht zustande. Es verbleibt also bei einer Si-O Einfachbindung. Hier kann das O- dann eben mit einem H abgesättigt werden oder sich eben mit weiteren SiO2 vernetzten. Und da ja folgendes gilt:

magician4 · Moderator Anmeldungsdatum: 05.10.2009 Beiträge: 2067 Wohnort: Hamburg

so uneingeschraenkt unterschreiben wuerd ich das nicht....

..schonmal beginnend damit dass wir weder im CO₂ zwei "normale" C=O doppelbindungen haben , noch im SiO_x "normale" einfachbindungen

der kohlenstoff im kohlendioxid ist naemlich "kumulenartig" und daher sp- hybridisiert - und nicht sp² wie in aldehyden, ketonen - was zu einem besonders kurzen bindungsabstand in der "unterliegenden" einfachbindung fuehrt

die bindungen des siliciums im quarz sind uneinheitlich (je nach quarzsorte). man kann aber allgemein ueber alle quarze feststellen:
- es gibt stets mindestens 2 verschiedene Si-O bindungen pro siliciumatom mit unterschiedlichen bindungsabstaenden
- die O-Si-O bindungswinkel sind sehr gross, 145° oder hoeher, also keinesfalls mehr sp³

dann etwas fokussierter auf dein hauptargument "ueberlappungsintegral":

du stuetzt dich hauptsaechlich darauf dass die p-orbitale beim silicium so unglaublich viel groesser seien als beim kohlenstoff.
DAS ist aber meiner ansicht nach gar nicht das problem. ja, sie sind groesser, aber sooooooooo viel denn dann auch wieder nicht. viel relevanter scheint mit dass miteinander bindende p-orbitale orthogonal zueinander stehen muessen. dafuer muessen die aber durch die unterliegende einfachbindung sowie den sonstigen elektronendichte-wust auf eben den richtigen parallel-abstand ueberhaupt ersteinmal kommen koennen, und dafuer wiederum ist relevant was den bindungsabstand "nach innen hin" ueberhaupt limitiert: die abstossende wechselwirkung der nichtbindenden elektronenruempfe!

silicium hat naemlich innenliegend eine geschlossene neon-schale (und die ist nun wirklich massiv groesser als die beim kohlenstoff, sauerstoff inneliegende He-schale), und das gibt doch stark abstossende konflikte wenns da zu arg-kuschelig wird.

daher: ja, silicium koennte doppelbindungs-geeignet hybridisiert sein, ueberlappungen mit anderen p orbitalen waeren auch sinnvoll - aber die neonschale laesst bindungspartner einfach nicht nahe genug ran.
nicht die groesse des Si-p-orbitals, sondern die maximal moegliche annaeherung zwischen benachbarten p-orbitalen ist also das problem.

und da geht silicium dann halt lieber den weg energieintensiv s-p-d zu hybridisieren und somit immerhin noch 911 kJ/mol rauszuholen, als die wahrscheinlich noch weniger energieliefernde variante mit lausigsten dobis zu waehlen.

und ehe jemand irritiert guckt ( kohlendioxid hat vergleichsweise "nur " 398 kJ/mol standardbildungsenthalpie, warum macht dann CO₂ nicht auch poly-orthokohlensaeure-anhydrid-kristalle?): die beiden dobis liefern initial 2*~800 = 1600 kJ/mol
davon gehen allerdings ~ 1200 fuer den formalen uebergang CO2(s) --> CO2(g), mithin die sublimationsenthalpie drauf

gruss

ingo

pawn · Anmeldungsdatum: 27.10.2004 Beiträge: 215

Vielen Danke für die Antwort. Ist sehr einleuchtend. Und mein Wissensstand ist geupdatet Big Laugh

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