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Chemie · Klasse 12 · Kapitel

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Chemische Thermodynamik: Energie, Enthalpie und Spontaneität

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○ mit Starthilfe, ● für alle, ★ zum Weiterdenken. Du wählst mindestens eine ★-Aufgabe. Du rechnest ins Heft.

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 250 kJ und die Produkte bei −90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Schritt für Schritt
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau −90 kJ bis zum Gipfel bei 250 kJ.
  3. Ea = 250 kJ − (−90 kJ) = 340 kJ
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau −90 kJ bis zum Gipfel bei 250 kJ.
  3. Ea = 250 kJ − (−90 kJ) = 340 kJ
Ergebnis:
340 kJ

AchtungHin- und Rückreaktion bei der Aktivierungsenergie verwechselt

So nicht
Edukte 0 kJ, Gipfel 150 kJ, Produkte bei −90 kJ: Die Aktivierungsenergie der Hinreaktion ist 240 kJ.
So richtig
Hin: 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ. Rück: 150 kJ − (−90 kJ) = 240 kJ. Für die Hinreaktion zählt der Anstieg von den Edukten.

Bestimme zuerst, bei welchem Niveau die gefragte Reaktion beginnt. Miss von dort bis zum Gipfel.

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 200 kJ und die Produkte bei 70 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 70 kJ bis zum Gipfel bei 200 kJ.
    3. Ea = 200 kJ − (70 kJ) = 130 kJ
    Ergebnis:
    130 kJ
  2. ●2
    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 Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ
    Ergebnis:
    180 kJ
  3. ★3
    Eine Sofort-Kältekompresse wird beim Knicken kalt. Was gilt für die Energie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Die Kompresse fühlt sich kalt an: Der Haut wird Wärme entzogen.
    2. Das System nimmt diese Wärme auf.
    3. Seine Enthalpie steigt, der Vorgang ist endotherm.
    Ergebnis:
    Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt

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

Holz verbrennt, und es scheint Energie zu verschwinden. Was sagt der erste Hauptsatz der Thermodynamik?
Schritt für Schritt
  1. Die Energie im Holz ist chemische Energie.
  2. Beim Brennen entstehen Wärme und Licht.
  3. Zusammen ist die Energiemenge unverändert.
  1. Die Energie im Holz ist chemische Energie.
  2. Beim Brennen entstehen Wärme und Licht.
  3. Zusammen ist die Energiemenge unverändert.
Ergebnis:
Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form

AchtungEnergie geht verloren

So nicht
Beim Verbrennen wird Energie verbraucht und ist danach weg.
So richtig
Die Gesamtenergie bleibt erhalten. Sie liegt nach dem Verbrennen als Wärme und Licht in der Umgebung vor und verteilt sich.

Schreib eine Energiebilanz mit zwei Spalten: vorher und nachher. Trage in beide Spalten alle Energieformen ein.

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Welcher Systemtyp liegt bei ein brennendes Teelicht 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 Materie und Wärmeenergie
  2. ●5
    Welcher Systemtyp liegt bei ein Teller mit heißer Suppe 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
  3. ★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 250 g Wasser nimmt 4180 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 4180 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 4 K
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 4180 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 4 K
Ergebnis:
4 K

AchtungMassen von Wasser und Probe vertauscht

So nicht
Das Wasser hat 80 g, das Metall 200 g, deshalb setze ich es so ein.
So richtig
Die Masse in der Gleichung gehört zum Körper, der Wärme aufnimmt oder abgibt. Wasser: 200 g, Metall: 80 g.

Schreib die Gleichung für jeden Körper getrennt auf, mit seiner eigenen Masse und seinem eigenen c.

ÜbenJetzt du

  1. ○7
    Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 20.900 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 = 20.900 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 10 K
    Ergebnis:
    10 K
  2. ●8
    100 g Wasser werden von 22,0 auf 29,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 29,5 − 22,0 = 7,5 K.
    2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 3135 J.
    3. Das sind 3,13 kJ.
    Ergebnis:
    3,13 kJ
  3. ★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 5,30 g wasserfreies Natriumcarbonat (106 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 1,30 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. n = 5,30 g : 106 g/mol = 0,05 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 1,30 kJ : 0,05 mol.
  3. = 26 kJ/mol
  1. n = 5,30 g : 106 g/mol = 0,05 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 1,30 kJ : 0,05 mol.
  3. = 26 kJ/mol
Ergebnis:
26 kJ/mol

AchtungWärme mit der Stoffmenge multipliziert

So nicht
445 kJ · 0,50 mol = 223 kJ/mol.
So richtig
Je mol ist die Wärme größer, wenn weniger als ein mol reagiert hat: 445 kJ : 0,50 mol = 890 kJ/mol.

Schätze das Ergebnis: Hat nur ein halbes mol so viel Wärme geliefert, muss ein ganzes mol mehr liefern.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    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
  2. ●11
    Beim Lösen von 4,24 g Lithiumchlorid (42,4 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 3,70 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 4,24 g : 42,4 g/mol = 0,10 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 3,70 kJ : 0,10 mol.
    3. = 37 kJ/mol
    Ergebnis:
    37 kJ/mol
  3. ★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: 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(H₂O₂) = −188 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?
Schritt für Schritt
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −572 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −376 kJ.
  3. ΔrH = −196 kJ, der Betrag ist 196 kJ.
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −572 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −376 kJ.
  3. ΔrH = −196 kJ, der Betrag ist 196 kJ.
Ergebnis:
196 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

  1. ○13
    Gleichung: 2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe. Bildungsenthalpien: ΔfH(Fe₂O₃) = −824 kJ/mol, ΔfH(Al₂O₃) = −1676 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) = −1676 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −824 kJ.
    3. ΔrH = −852 kJ, der Betrag ist 852 kJ.
    Ergebnis:
    852 kJ
  2. ●14
    Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
    Lösung zeigen
    1. Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
    2. Elemente in stabiler Form sind der Nullpunkt.
    3. Daher gilt ΔfH(O₂, g) = 0 kJ/mol.
    Ergebnis:
    Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
  3. ★15
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −90 kJ, also werden 90 kJ frei.
    Ergebnis:
    90 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
  1. Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
  2. Das System nimmt Wärme auf.
  3. Die Enthalpieänderung ist positiv.
  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

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

  1. ○16
    Beim Lösen von Kaliumnitrat 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
  2. ●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
  3. ★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)

Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = −37 kJ/mol − 853 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −890 kJ/mol, der Betrag ist 890 kJ/mol.
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = −37 kJ/mol − 853 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −890 kJ/mol, der Betrag ist 890 kJ/mol.
Ergebnis:
890 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

  1. ○19
    Lithiumchlorid löst sich exotherm, obwohl seine Gitterenthalpie größer ist als bei Kaliumchlorid. Wie lässt sich das erklären?
    So fängst du an:
    Kleine Ionen tragen ihre Ladung auf kleinem Raum.
    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
  2. ●20
    Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
    2. Schritt 2: Die Ionen werden hydratisiert, das setzt Energie frei (negativ).
    3. Die Summe beider Schritte ist die Lösungsenthalpie.
    Ergebnis:
    ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
  3. ★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 2 SO₂(g) + O₂(g) → 2 SO₃(g)? S° in J/(mol · K): SO₂ 248, O₂ 205, SO₃ 257.
Schritt für Schritt
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 514 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 701 J/(mol · K).
  3. ΔrS = −187 J/(mol · K), der Betrag ist 187 J/(mol · K).
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 514 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 701 J/(mol · K).
  3. ΔrS = −187 J/(mol · K), der Betrag ist 187 J/(mol · K).
Ergebnis:
187 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

  1. ○22
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)? S° in J/(mol · K): N₂ 192, H₂ 131, NH₃ 193.
    So fängst du an:
    ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    Lösung zeigen
    1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ S(Produkte) = 386 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 585 J/(mol · K).
    3. ΔrS = −199 J/(mol · K), der Betrag ist 199 J/(mol · K).
    Ergebnis:
    199 J/(mol · K)
  2. ●23
    Wie ändert sich bei NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Aus einem Feststoff entstehen zwei Gase.
    2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt zu.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  3. ★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)

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
  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 (unterhalb freiwillig)
  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 (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

  1. ○25
    Wann läuft eine Reaktion bei konstanter Temperatur freiwillig ab?
    So fängst du an:
    ΔrG = ΔrH − T · ΔrS beschreibt die Triebkraft.
    Lösung zeigen
    1. ΔrG = ΔrH − T · ΔrS beschreibt die Triebkraft.
    2. Negatives ΔrG bedeutet: exergonisch.
    3. Dann läuft die Reaktion freiwillig ab.
    Ergebnis:
    Wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔrG negativ ist
  2. ●26
    NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) hat ΔrH = +176 kJ/mol und ΔrS = +285 J/(mol · K). Bestimme: Oberhalb welcher Temperatur läuft die Zersetzung freiwillig ab?
    Lösung zeigen
    1. Grenze bei ΔrG = 0: T = ΔrH : ΔrS.
    2. T = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K).
    3. T = 618 K
    Ergebnis:
    618 K
  3. ★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

  1. ●28
    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 Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ
    Ergebnis:
    180 kJ
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein offenes Becherglas mit Wasser 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
  3. ●30
    Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 41.800 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 = 41.800 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 20 K
    Ergebnis:
    20 K
  4. ●31
    Welcher Stoff hat per Definition die Standardbildungsenthalpie 0 kJ/mol?
    Lösung zeigen
    1. Die Nullstufe liegt bei den Elementen.
    2. Gemeint ist ihre stabilste Form unter Standardbedingungen.
    3. Bei Sauerstoff ist das O₂(g).
    Ergebnis:
    Sauerstoff als O₂(g)
  5. ●32
    Gleichung: C₂H₂ + 2 H₂ → C₂H₆. Bildungsenthalpien: ΔfH(C₂H₂) = 227 kJ/mol, ΔfH(C₂H₆) = −85 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) = −85 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 227 kJ.
    3. ΔrH = −312 kJ, der Betrag ist 312 kJ.
    Ergebnis:
    312 kJ
  6. ●33
    Beim Lösen von Lithiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    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

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

  1. 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 100 kJ und die Produkte bei −40 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    100 kJ

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

    35
    Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht

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

    36
    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
    Ergebnis:
    8,36 kJ

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

    37
    Beim Lösen von 23,80 g Kaliumbromid (119 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 4,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    20 kJ/mol

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

    38
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    283 kJ

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

    39
    Beim Lösen von Ammoniumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf

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

    40
    Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    2681 kJ/mol

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

    41
    Wie ändert sich bei 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten

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

    42
    N₂O₄ → 2 NO₂ hat ΔrH = 57 kJ/mol und ΔrS = 176 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    324 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

  1. 130 kJ
  2. 180 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  5. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 10 K
  8. 3,13 kJ
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  11. 37 kJ/mol
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 852 kJ
  14. Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
  15. 90 kJ
  16. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  17. Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
  18. Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
  19. Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert
  20. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. 199 J/(mol · K)
  23. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. Wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔrG negativ ist
  26. 618 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 180 kJ
  29. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  30. 20 K
  31. Sauerstoff als O₂(g)
  32. 312 kJ
  33. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  34. 100 kJ
  35. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  36. 8,36 kJ
  37. 20 kJ/mol
  38. 283 kJ
  39. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  40. 2681 kJ/mol
  41. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  42. 324 K