Chemie · Klasse 12 · Kapitel

Chemische Thermodynamik: Energie, Enthalpie und Spontaneität

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1Ich lese Energiediagramme und unterscheide exotherme und endotherme Reaktionen sowie die Aktivierungsenergie.

MerkenEnergiediagramm

Exotherm: Die Produkte liegen tiefer, Wärme geht an die Umgebung.

Endotherm: Sie liegen höher. Ea ist der Anstieg bis zum Gipfel.

BeispielEnergiediagramm: exotherm, endotherm, Aktivierungsenergie

In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei −120 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?

Schritt für Schritt

Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Der Anstieg reicht vom Niveau −120 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
Ea = 180 kJ − (−120 kJ) = 300 kJ

Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Der Anstieg reicht vom Niveau −120 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
Ea = 180 kJ − (−120 kJ) = 300 kJ

Ergebnis:

300 kJ

AchtungAktivierungsenergie und Reaktionsenthalpie gleichgesetzt

So nicht

Die Aktivierungsenergie ist der Höhenunterschied zwischen Edukten und Produkten.

So richtig

Die Aktivierungsenergie reicht von den Edukten bis zum Gipfel. Der Höhenunterschied von Edukten zu Produkten ist die Reaktionsenthalpie.

Markiere im Diagramm in zwei Farben: den Anstieg bis zum Gipfel und den Höhenunterschied von Start zu Ziel.

ÜbenJetzt du

○1
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 120 kJ und die Produkte bei 50 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
So fängst du an:
Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
Lösung zeigen
1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
3. Ea = 120 kJ − 0 kJ = 120 kJ
Ergebnis:
120 kJ
●2
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 120 kJ und die Produkte bei −90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau −90 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
3. Ea = 120 kJ − (−90 kJ) = 210 kJ
Ergebnis:
210 kJ
★3
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei 50 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 50 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
3. Ea = 180 kJ − (50 kJ) = 130 kJ
Ergebnis:
130 kJ

2Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.

MerkenErster Hauptsatz und Systeme

Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.

Systeme tauschen Stoff und Energie (offen), nur Energie (geschlossen) oder nichts (isoliert) aus.

BeispielHauptsatz, Systeme und Teilchenbewegung

Welcher Systemtyp liegt bei eine ideal gedämmte Thermoskanne mit Deckel vor?

Schritt für Schritt

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.

Ergebnis:

Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie

AchtungOffenes, geschlossenes und isoliertes System verwechselt

So nicht

Eine verschlossene Thermoskanne ist ein geschlossenes System, weil sie zu ist.

So richtig

Offen: Stoff und Energie werden ausgetauscht. Geschlossen: nur Energie. Isoliert: weder Stoff noch Energie. Eine ideale Thermoskanne ist isoliert.

Prüfe zwei Fragen getrennt: Tritt Stoff durch die Grenze? Tritt Wärme durch die Grenze?

ÜbenJetzt du

○4
Welcher Systemtyp liegt bei ein offenes Becherglas mit Wasser vor?
So fängst du an:
Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Lösung zeigen
1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
3. Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.
Ergebnis:
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
●5
Welcher Systemtyp liegt bei ein Lagerfeuer im Freien vor?
Lösung zeigen
1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
3. Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.
Ergebnis:
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
★6
Becher A: 100 g Wasser mit 80 Grad Celsius. Becher B: 1000 g Wasser mit 40 Grad Celsius. Wo steckt mehr thermische Energie?
Lösung zeigen
1. Thermische Energie wächst mit Masse und Temperaturunterschied.
2. A: 100 g · 4,18 J/(g · K) · 80 K ist etwa 33 kJ.
3. B: 1000 g · 4,18 J/(g · K) · 40 K ist etwa 167 kJ.
Ergebnis:
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist

3Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.

MerkenKalorimetrie

Das Wasser nimmt Q = m · c · ΔT auf, c = 4,18 J/(g · K). ΔT ist eine Temperaturdifferenz.

BeispielKalorimetrie: Q = m · c · ΔT

250 g Wasser werden von 21,0 auf 28,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).

Schritt für Schritt

ΔT = 28,5 − 21,0 = 7,5 K.
Q = 250 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 7838 J.
Das sind 7,84 kJ.

ΔT = 28,5 − 21,0 = 7,5 K.
Q = 250 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 7838 J.
Das sind 7,84 kJ.

Ergebnis:

7,84 kJ

AchtungEndtemperatur statt Temperaturdifferenz eingesetzt

So nicht

Q = 250 g · 4,18 J/(g · K) · 28 K, denn das Wasser hat am Ende 28 Grad Celsius.

So richtig

Gefragt ist die Änderung: ΔT = 28 Grad Celsius − 20 Grad Celsius = 8 K. Q = 250 g · 4,18 J/(g · K) · 8 K.

Berechne zuerst ΔT als Endtemperatur minus Starttemperatur. Setze erst dann in die Gleichung ein.

ÜbenJetzt du

○7
Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 1672 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
So fängst du an:
ΔT = Q : (m · c).
Lösung zeigen
1. ΔT = Q : (m · c).
2. ΔT = 1672 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 4 K
Ergebnis:
4 K
●8
Ein Kalorimeter mit 400 g Wasser nimmt 16.720 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. ΔT = Q : (m · c).
2. ΔT = 16.720 J : (400 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 10 K
Ergebnis:
10 K
★9
Ein Metallstück (80 g, 100 Grad Celsius) kommt in 200 g Wasser (20,0 Grad Celsius). Die Mischtemperatur beträgt 24,0 Grad Celsius. Wie groß ist die spezifische Wärmekapazität des Metalls?
Lösung zeigen
1. Das Wasser nimmt auf: 200 g · 4,18 J/(g · K) · 4,0 K = 3344 J.
2. Das Metall gibt diese Wärme ab: 3344 J = 80 g · c · 76 K.
3. c = 3344 J : (80 g · 76 K) = 0,55 J/(g · K)
Ergebnis:
0,55 J/(g · K)

4Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.

MerkenMolare Enthalpien

Molare Reaktionsenthalpie: ΔrH = −Q : n, also Wärme je mol.

Zustände stehen als (s), (l), (g) und (aq) in der Gleichung.

BeispielMolare Enthalpien: Reaktions-, Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie

Welche Gleichung beschreibt die Bildung von flüssigem Wasser aus den Elementen mit richtiger Zustandskennzeichnung?

Schritt für Schritt

Bildung heißt: aus den Elementen in ihrem stabilen Zustand.
Das sind H₂(g) und O₂(g).
Das Produkt Wasser ist flüssig: H₂O(l).

Bildung heißt: aus den Elementen in ihrem stabilen Zustand.
Das sind H₂(g) und O₂(g).
Das Produkt Wasser ist flüssig: H₂O(l).

Ergebnis:

H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)

AchtungAggregatzustand in der Gleichung nicht beachtet

So nicht

H₂(l) + ½ O₂(l) → H₂O(g) beschreibt die Bildung von flüssigem Wasser.

So richtig

Elemente stehen im stabilen Zustand, hier H₂(g) und O₂(g). Das Produkt flüssiges Wasser wird als H₂O(l) geschrieben.

Schreib hinter jeden Stoff den Zustand: (s), (l), (g) oder (aq). Prüfe die Zustände der Elemente unter Standardbedingungen.

ÜbenJetzt du

○10
Beim Lösen von Lithiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
So fängst du an:
Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
Lösung zeigen
1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
2. Das System gibt Wärme ab.
3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
●11
Beim Lösen von 20,00 g Ammoniumnitrat (80 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 6,50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 20,00 g : 80 g/mol = 0,25 mol.
2. ΔLH = Q : n = 6,50 kJ : 0,25 mol.
3. = 26 kJ/mol
Ergebnis:
26 kJ/mol
★12
Beim Lösen von 6,0 g Harnstoff (60 g/mol) nimmt die Lösung 1,54 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 6,0 g : 60 g/mol = 0,10 mol.
2. ΔLH = Q : n = 1,54 kJ : 0,10 mol.
3. = 15,4 kJ/mol
Ergebnis:
15,4 kJ/mol

5Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.

MerkenSatz von Hess

Die Reaktionsenthalpie hängt nur von Anfang und Ende ab. ΔrH = Σ ΔfH(P) − Σ ΔfH(E).

BeispielSatz von Hess und Bildungsenthalpien

Gleichung: CO + ½ O₂ → CO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CO) = −111 kJ/mol, ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?

Schritt für Schritt

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = −394 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −111 kJ.
ΔrH = −283 kJ, der Betrag ist 283 kJ.

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = −394 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −111 kJ.
ΔrH = −283 kJ, der Betrag ist 283 kJ.

Ergebnis:

283 kJ

AchtungProdukte und Edukte addiert statt subtrahiert

So nicht

ΔrH = (−394 − 572) + (−75) = −1041 kJ/mol.

So richtig

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte) = (−394 − 572) − (−75) = −891 kJ/mol.

Rechne Produkte minus Edukte. Prüfe, ob du das Vorzeichen der Eduktsumme beachtet hast.

ÜbenJetzt du

○13
Gleichung: CaO + H₂O(l) → Ca(OH)₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CaO) = −635 kJ/mol, ΔfH(H₂O(l)) = −286 kJ/mol, ΔfH(Ca(OH)₂) = −986 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
So fängst du an:
ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Lösung zeigen
1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ ΔfH(Produkte) = −986 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −921 kJ.
3. ΔrH = −65 kJ, der Betrag ist 65 kJ.
Ergebnis:
65 kJ
●14
Gleichung: Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(Fe₂O₃) = −824 kJ/mol, ΔfH(CO) = −111 kJ/mol, ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
Lösung zeigen
1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ ΔfH(Produkte) = −1182 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −1157 kJ.
3. ΔrH = −25 kJ, der Betrag ist 25 kJ.
Ergebnis:
25 kJ
★15
Gleichung: 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃. Bildungsenthalpien: ΔfH(SO₂) = −297 kJ/mol, ΔfH(SO₃) = −396 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
Lösung zeigen
1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ ΔfH(Produkte) = −792 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −594 kJ.
3. ΔrH = −198 kJ, der Betrag ist 198 kJ.
Ergebnis:
198 kJ

6Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.

MerkenLösen von Salzen

Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie aus dem Gitter.

Dabei entsteht kein neuer Stoff.

BeispielLösen von Salzen: Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkung

Beim Lösen von Kaliumbromid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?

Schritt für Schritt

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
Die Enthalpieänderung ist positiv.

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
Die Enthalpieänderung ist positiv.

Ergebnis:

Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf

AchtungVorzeichen der Enthalpieänderung verwechselt

So nicht

Die Lösung wird warm, also ist die Lösungsenthalpie positiv.

So richtig

Wird die Umgebung warm, gibt das System Wärme ab. Die Enthalpieänderung des Systems ist negativ.

Frag dich: Gibt das System Wärme ab oder nimmt es welche auf? Setze danach das Vorzeichen.

ÜbenJetzt du

○16
Beim Lösen von Ammoniumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
So fängst du an:
Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Lösung zeigen
1. Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
2. Das System nimmt Wärme auf.
3. Die Enthalpieänderung ist positiv.
Ergebnis:
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
●17
Welche Wechselwirkung hält ein Natriumion in der Hydrathülle fest?
Lösung zeigen
1. Natrium ist positiv geladen.
2. Es wird von der negativen Seite des Wassers angezogen, dem Sauerstoff.
3. Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung.
Ergebnis:
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
★18
Natriumcarbonat-Decahydrat enthält Kristallwasser. Was bedeutet das?
Lösung zeigen
1. Die Formel Na₂CO₃ · 10 H₂O nennt zehn Wassermoleküle je Formeleinheit.
2. Sie sind Teil des Gitters.
3. Erst starkes Erhitzen treibt sie aus.
Ergebnis:
Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut

7Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).

MerkenGitter und Hydratation (Leistungskurs)

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH. Das Gitter kostet Energie, die Hydratation liefert sie.

Überwiegt die Hydratation, löst sich das Salz exotherm.

BeispielGitter-, Hydratations- und Lösungsenthalpie (Leistungskurs)

Lithiumbromid: Gitterenthalpie +807 kJ/mol, Lösungsenthalpie −48 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?

Schritt für Schritt

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.

Ergebnis:

855 kJ/mol

AchtungGitter- und Hydratationsenthalpie falsch verrechnet

So nicht

ΔLH = 787 kJ/mol + 783 kJ/mol = 1570 kJ/mol, denn beide Werte sind Energien.

So richtig

Die Hydratationsenthalpie ist negativ: ΔLH = 787 kJ/mol + (−783 kJ/mol) = 4 kJ/mol.

Schreib beide Werte mit Vorzeichen auf und addiere sie. Prüfe, ob das Ergebnis klein bleibt.

ÜbenJetzt du

○19
Natriumiodid: Gitterenthalpie +704 kJ/mol, Lösungsenthalpie −7 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
So fängst du an:
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
2. ΔHydrH = −7 kJ/mol − 704 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −711 kJ/mol, der Betrag ist 711 kJ/mol.
Ergebnis:
711 kJ/mol
●20
Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
2. ΔHydrH = −155 kJ/mol − 2526 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −2681 kJ/mol, der Betrag ist 2681 kJ/mol.
Ergebnis:
2681 kJ/mol
★21
Die Gitterenthalpie eines Salzes wird bei gleicher Hydratationsenthalpie größer. Wie ändert sich die Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH.
2. ΔGitterH steigt, ΔHydrH bleibt gleich.
3. Die Summe wird größer, also positiver.
Ergebnis:
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm

8Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).

MerkenEntropie (Leistungskurs)

Entropie misst die Zahl der Anordnungsmöglichkeiten: ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).

Sie steigt, wenn mehr Gasteilchen entstehen.

BeispielEntropie und zweiter Hauptsatz (Leistungskurs)

Wie groß ist der Betrag von ΔrS für CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l)? S° in J/(mol · K): CH₄ 186, O₂ 205, CO₂ 214, H₂O(l) 70.

Schritt für Schritt

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ S(Produkte) = 354 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 596 J/(mol · K).
ΔrS = −242 J/(mol · K), der Betrag ist 242 J/(mol · K).

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ S(Produkte) = 354 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 596 J/(mol · K).
ΔrS = −242 J/(mol · K), der Betrag ist 242 J/(mol · K).

Ergebnis:

242 J/(mol · K)

AchtungEduktsumme nicht abgezogen

So nicht

Es genügt der Wert des Produkts: ΔrH = −85 kJ/mol.

So richtig

Produkte minus Edukte: −85 − 52 = −137 kJ/mol. Die Edukte gehören in die Rechnung.

Schreib die Gleichung mit beiden Summen auf: zuerst die Produktsumme, dann die Eduktsumme.

ÜbenJetzt du

○22
Wie ändert sich bei 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g) die Entropie des Systems?
So fängst du an:
Es entsteht ein Gas aus einer Flüssigkeit.
Lösung zeigen
1. Es entsteht ein Gas aus einer Flüssigkeit.
2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt zu.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
●23
Wie ändert sich bei Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt ab.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
★24
In einem Kühlschrank nimmt die Entropie des Innenraums ab. Ist das ein Widerspruch zum zweiten Hauptsatz?
Lösung zeigen
1. Der Innenraum gibt Wärme und Entropie an die Küche ab.
2. Dort steigt die Entropie stärker, als sie innen sinkt.
3. Die Gesamtentropie wächst, der Hauptsatz gilt.
Ergebnis:
Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr

9Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).

MerkenGibbs-Helmholtz-Gleichung (Leistungskurs)

ΔrG = ΔrH − T · ΔrS. Negatives ΔrG heißt freiwillig.

Die Grenztemperatur ist T = ΔrH : ΔrS, mit ΔrS in kJ.

BeispielGibbs-Helmholtz-Gleichung und Spontaneität (Leistungskurs)

2 NO + O₂ → 2 NO₂ hat ΔrH = −114 kJ/mol und ΔrS = −147 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?

Schritt für Schritt

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = −114 kJ/mol : −0,147 kJ/(mol · K)
T = 776 K (unterhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = −114 kJ/mol : −0,147 kJ/(mol · K)
T = 776 K (unterhalb freiwillig)

Ergebnis:

776 K

AchtungQuotient der Grenztemperatur umgedreht

So nicht

T = ΔS : ΔH.

So richtig

Bei ΔG = 0 gilt ΔH = T · ΔS, also T = ΔH : ΔS.

Löse die Gleichung ΔH − T · ΔS = 0 nach T auf. Schreib jeden Umformungsschritt auf.

ÜbenJetzt du

○25
CH₄ + H₂O(g) → CO + 3 H₂ hat ΔrH = 206 kJ/mol und ΔrS = 216 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
So fängst du an:
Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
Lösung zeigen
1. Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
2. T = 206 kJ/mol : 0,216 kJ/(mol · K)
3. T = 954 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
954 K
●26
2 NH₃ → N₂ + 3 H₂ hat ΔrH = 92 kJ/mol und ΔrS = 199 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
Lösung zeigen
1. Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
2. T = 92 kJ/mol : 0,199 kJ/(mol · K)
3. T = 462 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
462 K
★27
Die Ammoniaksynthese hat ΔrH = −92 kJ/mol und ΔrS = −199 J/(mol · K). Was gilt für die Freiwilligkeit?
Lösung zeigen
1. T = ΔrH : ΔrS = 92 kJ/mol : 0,199 kJ/(mol · K) = 462 K.
2. ΔrS ist negativ: Der Term −T · ΔrS wird mit steigender Temperatur positiver.
3. Unterhalb von 462 K ist ΔrG negativ.
Ergebnis:
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab

Vermischte Übungen

Alles durcheinander – wie in der Arbeit. Überleg bei jeder Aufgabe zuerst: Welches Ziel ist das?

Üben

●28
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ und die Produkte bei −40 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau −40 kJ bis zum Gipfel bei 150 kJ.
3. Ea = 150 kJ − (−40 kJ) = 190 kJ
Ergebnis:
190 kJ
●29
Welcher Systemtyp liegt bei eine ideal gedämmte, verschlossene Kühlbox vor?
Lösung zeigen
1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
3. Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.
Ergebnis:
Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
●30
150 g Wasser werden von 21,0 auf 25,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. ΔT = 25,0 − 21,0 = 4,0 K.
2. Q = 150 g · 4,18 J/(g · K) · 4,0 K = 2508 J.
3. Das sind 2,51 kJ.
Ergebnis:
2,51 kJ
●31
Beim Lösen von 59,50 g Kaliumbromid (119 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 10,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 59,50 g : 119 g/mol = 0,50 mol.
2. ΔLH = Q : n = 10,00 kJ : 0,50 mol.
3. = 20 kJ/mol
Ergebnis:
20 kJ/mol
●32
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 100 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −100 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −50 kJ, also werden 50 kJ frei.
Ergebnis:
50 kJ
●33
Kaliumbromid: Gitterenthalpie +682 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
2. ΔHydrH = 20 kJ/mol − 682 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −662 kJ/mol, der Betrag ist 662 kJ/mol.
Ergebnis:
662 kJ/mol

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Energiediagramm: Exotherm: Die Produkte liegen tiefer, Wärme geht an die Umgebung.
Erster Hauptsatz und Systeme: Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.
Kalorimetrie: Das Wasser nimmt Q = m · c · ΔT auf, c = 4,18 J/(g · K). ΔT ist eine Temperaturdifferenz.
Molare Enthalpien: Molare Reaktionsenthalpie: ΔrH = −Q : n, also Wärme je mol.
Satz von Hess: Die Reaktionsenthalpie hängt nur von Anfang und Ende ab. ΔrH = Σ ΔfH(P) − Σ ΔfH(E).
Lösen von Salzen: Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie aus dem Gitter.
Gitter und Hydratation (Leistungskurs): ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH. Das Gitter kostet Energie, die Hydratation liefert sie.
Entropie (Leistungskurs): Entropie misst die Zahl der Anordnungsmöglichkeiten: ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
Gibbs-Helmholtz-Gleichung (Leistungskurs): ΔrG = ΔrH − T · ΔrS. Negatives ΔrG heißt freiwillig.

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

Ich lese Energiediagramme und unterscheide exotherme und endotherme Reaktionen sowie die Aktivierungsenergie.
34
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei 70 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Lösung zeigen
Ergebnis:
180 kJ
Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.
35
Eine verschlossene Thermoskanne mit heißem Tee wird als ideal gedämmt betrachtet. Welcher Systemtyp liegt vor?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
36
200 g Wasser kühlen sich beim Lösen eines Salzes von 22,0 auf 19,5 Grad Celsius ab. Bestimme: Welche Wärme nimmt die Lösung auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
Ergebnis:
2,09 kJ
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
Bei der Verbrennung von 0,50 mol Methan werden 445 kJ frei. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Verbrennungsenthalpie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
890 kJ/mol
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
38
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
100 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
39
Beim Lösen von wasserfreies Magnesiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).
40
Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Lösungsenthalpie +4 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
783 kJ/mol
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
Wie ändert sich bei Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).
42
Für H₂O(l) → H₂O(g) gilt ΔrH = +44 kJ/mol und ΔrS = +119 J/(mol · K). Bestimme: Wie groß ist ΔrG bei 298 K?
Lösung zeigen
Ergebnis:
8,5 kJ/mol

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Gleichung: zwei Rechnungen, die gleich viel wert sind
Produkt: was herauskommt, wenn man malnimmt

Lösungen

120 kJ
210 kJ
130 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
4 K
10 K
0,55 J/(g · K)
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
26 kJ/mol
15,4 kJ/mol
65 kJ
25 kJ
198 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
711 kJ/mol
2681 kJ/mol
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
954 K
462 K
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
190 kJ
Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
2,51 kJ
20 kJ/mol
50 kJ
662 kJ/mol
180 kJ
Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
2,09 kJ
890 kJ/mol
100 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
783 kJ/mol
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
8,5 kJ/mol