Das Verbrennen von $1,00 $ Ethanol in einer kalorimetrischen Bombe bei $ 25^oC $ ergab $ 29,62\; kJ $ Wärme. Die Produkte dieser Verbrennung sind $ H_2O (l) $ und $ CO_2 (g) $ Berechnen Sie $ \Delta U ^o $ und $ \Delta H ^o $ für die Verbrennungsreaktion von einem Mol Ethanol. (o = Standard bedeutet, dass die thermodynamischen Größen für die im stöchiometrischen Verhältnis ablaufende Reaktion berechnet werden müssen, das heißt, mit so vielen Molen jeder Spezies wie durch die Reaktionsgleichung angezeigt werden und angenommen, dass die Reaktion komplett ist)
$\Delta U$ ist die bei konstantem Volumen (was hier der Fall ist) erhaltene Wärme , also: Für $1,00 \;g $ Ethanol: $\Delta U$ $= $ $\color{red}-\color{black}29620J$
$C_2H_6O(l)$ $+$ $\color{blue}3\color{black}O_2(g)$ $\longrightarrow$ $\color{blue}2\color{black}CO_2(g)$ $+$ $3H_2O(l)$ Fèr ein Mol = $46g$ Ethanol: $\Delta U^o$ $=$ $-29620\cdot 46$ $\approx$ $1362000J$
$\Delta H^o$ $=$ $\Delta U^o$ $+$ $\Delta n RT$ = $-1362000$ $+$ $\color{blue}(2-3)\color{black}\cdot 8,3 \cdot 298$ $\approx -1364500 J$ (Flüssigkeitsvolumenschwankungen werden vernachlässigt!)