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 Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?

Schritt für Schritt

Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
Das nennt man exotherm.

Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
Das nennt man exotherm.

Ergebnis:

Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung

AchtungExotherm und endotherm vertauscht

So nicht

Exotherm bedeutet, die Reaktion braucht Wärme. Endotherm bedeutet, sie gibt Wärme ab.

So richtig

Exotherm: Das System gibt Wärme an die Umgebung ab. Endotherm: Es nimmt Wärme aus der Umgebung auf.

Frag dich: Wird die Umgebung wärmer oder kälter? Ordne danach exotherm oder endotherm zu.

ÜbenJetzt du

○1
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
So fängst du an:
Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 90 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
3. Ea = 180 kJ − (90 kJ) = 90 kJ
Ergebnis:
90 kJ
●2
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 kJ und die Produkte bei 30 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 30 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − (30 kJ) = 70 kJ
Ergebnis:
70 kJ
★3
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 kJ und die Produkte bei −40 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − 0 kJ = 100 kJ
Ergebnis:
100 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 ein Lagerfeuer im Freien vor?

Schritt für Schritt

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.

Ergebnis:

Offenes System, Austausch von Stoff und Energie

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 eine ideal gedämmte Thermoskanne mit Deckel 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: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.
Ergebnis:
Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
●5
Welcher Systemtyp liegt bei ein brennendes Teelicht 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 Materie und Wärmeenergie
★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

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).

Schritt für Schritt

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 1672 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 4 K

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 1672 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 4 K

Ergebnis:

4 K

AchtungSpezifische Wärmekapazität vergessen

So nicht

Q = m · ΔT, also 100 g · 3,5 K = 350 J.

So richtig

Q = m · c · ΔT = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 1463 J. Die Wärmekapazität gehört in die Gleichung.

Prüfe die Einheiten: Joule ergeben sich nur, wenn g, J/(g · K) und K zusammenkommen.

ÜbenJetzt du

○7
Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 836 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 = 836 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 2 K
Ergebnis:
2 K
●8
200 g Wasser werden von 20,0 auf 23,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. ΔT = 23,0 − 20,0 = 3,0 K.
2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 3,0 K = 2508 J.
3. Das sind 2,51 kJ.
Ergebnis:
2,51 kJ
★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

Beim Lösen von Ammoniumnitrat 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

○10
Beim Lösen von wasserfreies Natriumcarbonat 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 30,00 g wasserfreies Magnesiumsulfat (120 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 22,75 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 30,00 g : 120 g/mol = 0,25 mol.
2. ΔLH = Q : n = 22,75 kJ : 0,25 mol.
3. = 91 kJ/mol
Ergebnis:
91 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

Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 300 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?

Schritt für Schritt

Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
Summe: −280 kJ, also werden 280 kJ frei.

Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
Summe: −280 kJ, also werden 280 kJ frei.

Ergebnis:

280 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: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l). Bildungsenthalpien: ΔfH(CH₄) = −75 kJ/mol, ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol, ΔfH(H₂O(l)) = −286 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) = −966 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −75 kJ.
3. ΔrH = −891 kJ, der Betrag ist 891 kJ.
Ergebnis:
891 kJ
●14
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −60 kJ, also werden 60 kJ frei.
Ergebnis:
60 kJ
★15
ΔfH(CO) = −111 kJ/mol und ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol. Bestimme: Wie viel Wärme je mol wird bei CO + ½ O₂ → CO₂ frei?
Lösung zeigen
1. ΔfH(O₂) = 0 kJ/mol, weil O₂ ein Element ist.
2. ΔrH = −394 kJ/mol − (−111 kJ/mol).
3. ΔrH = −283 kJ/mol, es werden 283 kJ frei.
Ergebnis:
283 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 Kaliumchlorid 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

AchtungBeim Lösen ändert sich die Energie nicht

So nicht

Beim Lösen läuft keine Reaktion ab, also gibt es keinen Energieumsatz.

So richtig

Auch ohne neue Stoffe wird Energie umgesetzt: Gitter trennen kostet, Hydratation setzt frei. Die Temperatur zeigt den Unterschied.

Vergleiche die Temperatur vor und nach dem Lösen. Was sagt die Änderung über den Energieumsatz?

ÜbenJetzt du

○16
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 Wärme an die Umgebung ab
●17
Was geschieht beim Lösen von Natriumchlorid in Wasser auf der Teilchenebene?
Lösung zeigen
1. Wassermoleküle sind Dipole.
2. Sie lagern sich mit ihren Polen an die Ionen an der Oberfläche.
3. So lösen sie die Ionen einzeln aus dem Gitter.
Ergebnis:
Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
★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)

Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?

Schritt für Schritt

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −155 kJ/mol − 2526 kJ/mol.
ΔHydrH = −2681 kJ/mol, der Betrag ist 2681 kJ/mol.

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −155 kJ/mol − 2526 kJ/mol.
ΔHydrH = −2681 kJ/mol, der Betrag ist 2681 kJ/mol.

Ergebnis:

2681 kJ/mol

AchtungNur einen Anteil der Lösungsenthalpie berücksichtigt

So nicht

Die Lösungsenthalpie entspricht der Hydratationsenthalpie, das Gitter zählt nicht.

So richtig

Das Gitter muss zuerst getrennt werden. Beide Anteile gehören zur Summe: ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH.

Nenne die beiden Schritte des Lösens und ordne jedem den Energiebedarf oder die Energieabgabe zu.

ÜbenJetzt du

○19
Lithiumbromid: Gitterenthalpie +807 kJ/mol, Lösungsenthalpie −48 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 = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.
Ergebnis:
855 kJ/mol
●20
Lithiumchlorid löst sich exotherm, obwohl seine Gitterenthalpie größer ist als bei Kaliumchlorid. Wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
1. Kleine Ionen tragen ihre Ladung auf kleinem Raum.
2. Sie ziehen Wassermoleküle stärker an.
3. Die Hydratationsenthalpie ist betragsmäßig größer als die Gitterenthalpie.
Ergebnis:
Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert
★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 ändert sich bei N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) die Entropie des Systems?

Schritt für Schritt

Aus vier Gasteilchen werden zwei.
Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
Die Entropie nimmt ab.

Aus vier Gasteilchen werden zwei.
Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
Die Entropie nimmt ab.

Ergebnis:

Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten

AchtungVorzeichen der Entropieänderung falsch beurteilt

So nicht

Bei Kondensation und Kristallisation nimmt die Entropie zu, weil Stoffe sich verbinden.

So richtig

Mehr Gasteilchen und mehr Beweglichkeit bedeuten mehr Entropie. Kondensieren und Kristallisieren führen zu mehr Ordnung, die Entropie nimmt ab.

Zähle die Gasteilchen vor und nach der Reaktion und schließe auf das Vorzeichen.

ÜbenJetzt du

○22
Wie ändert sich bei 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g) die Entropie des Systems?
So fängst du an:
Aus einer Flüssigkeit entstehen drei Gasteilchen.
Lösung zeigen
1. Aus einer Flüssigkeit entstehen drei Gasteilchen.
2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt zu.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
●23
Welcher Vorgang ist mit einer Zunahme der Entropie des Systems verbunden?
Lösung zeigen
1. Entropie wächst mit der Zahl der Anordnungsmöglichkeiten.
2. Gasteilchen haben viel mehr davon als Flüssigkeitsteilchen.
3. Beim Verdampfen nimmt die Entropie zu.
Ergebnis:
Verdampfen von Wasser zu Wasserdampf
★24
Wie ändert sich bei 2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Aus drei Gasteilchen werden zwei.
2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt ab.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten

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)

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ hat ΔrH = −92 kJ/mol und ΔrS = −199 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 = −92 kJ/mol : −0,199 kJ/(mol · K)
T = 462 K (unterhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = −92 kJ/mol : −0,199 kJ/(mol · K)
T = 462 K (unterhalb freiwillig)

Ergebnis:

462 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
NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) hat ΔrH = 176 kJ/mol und ΔrS = 285 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 = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K)
3. T = 618 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
618 K
●26
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?
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
★27
C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 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 = −137 kJ/mol : −0,122 kJ/(mol · K)
3. T = 1123 K (unterhalb freiwillig)
Ergebnis:
1123 K

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 200 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 200 kJ.
3. Ea = 200 kJ − (90 kJ) = 110 kJ
Ergebnis:
110 kJ
●29
Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch vor?
Lösung zeigen
1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
3. Ergebnis: Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht.
Ergebnis:
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
●30
250 g Wasser werden von 21,0 auf 29,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. ΔT = 29,0 − 21,0 = 8,0 K.
2. Q = 250 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 8360 J.
3. Das sind 8,36 kJ.
Ergebnis:
8,36 kJ
●31
Beim Lösen von 2,00 g Natriumhydroxid (40 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 2,25 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 2,00 g : 40 g/mol = 0,05 mol.
2. ΔLH = Q : n = 2,25 kJ : 0,05 mol.
3. = 45 kJ/mol
Ergebnis:
45 kJ/mol
●32
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −20 kJ, also werden 20 kJ frei.
Ergebnis:
20 kJ
●33
Beim Lösen von Calciumchlorid in Wasser wird die Lösung warm. Was gilt für die molare Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. Die Lösung wird warm: Das System gibt Wärme ab.
2. Abgabe von Wärme bedeutet eine negative Enthalpieänderung.
3. Die Lösungsenthalpie ist negativ.
Ergebnis:
Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab

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 120 kJ und die Produkte bei 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
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Ergebnis:
120 kJ
Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.
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Holz verbrennt, und es scheint Energie zu verschwinden. Was sagt der erste Hauptsatz der Thermodynamik?
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Ergebnis:
Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
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150 g Wasser werden von 22,0 auf 26,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
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Ergebnis:
2,51 kJ
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
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Beim Lösen von 33,20 g Kaliumiodid (166 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 4,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
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Ergebnis:
20 kJ/mol
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
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Gleichung: CH₄ + H₂O(g) → CO + 3 H₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CH₄) = −75 kJ/mol, ΔfH(H₂O(g)) = −242 kJ/mol, ΔfH(CO) = −111 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
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Ergebnis:
206 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
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Beim Lösen von Kaliumbromid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
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Ergebnis:
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).
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Kaliumbromid: Gitterenthalpie +682 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
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Ergebnis:
662 kJ/mol
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
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Wie ändert sich bei H₂O(s) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
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Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).
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CaCO₃ → CaO + CO₂ hat ΔrH = 178 kJ/mol und ΔrS = 161 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
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Ergebnis:
1106 K

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

90 kJ
70 kJ
100 kJ
Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
2 K
2,51 kJ
0,55 J/(g · K)
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
91 kJ/mol
15,4 kJ/mol
891 kJ
60 kJ
283 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
855 kJ/mol
Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
Verdampfen von Wasser zu Wasserdampf
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
618 K
954 K
1123 K
110 kJ
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
8,36 kJ
45 kJ/mol
20 kJ
Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
120 kJ
Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
2,51 kJ
20 kJ/mol
206 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
662 kJ/mol
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
1106 K