Zum Inhalt springen
Anmelden

Chemie · Klasse 12 · Kapitel

Andere ZahlenBasiswissenAlle Kapitel

Chemische Thermodynamik: Energie, Enthalpie und Spontaneität

  • Entdecken Frage, Vorstellung, Bild
  • Merken kommt ins Heft
  • Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
  • Üben selbst rechnen
  • Achtung typischer Fehler
  • Weiterdenken zum Knobeln und Vernetzen

○ 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

Welche Beschreibung gehört zu einer endothermen Reaktion?
Schritt für Schritt
  1. Endotherm heißt: Das System nimmt Energie auf.
  2. Dann haben die Produkte mehr Energie als die Edukte.
  3. Sie liegen im Diagramm höher.
  1. Endotherm heißt: Das System nimmt Energie auf.
  2. Dann haben die Produkte mehr Energie als die Edukte.
  3. Sie liegen im Diagramm höher.
Ergebnis:
Die Produkte liegen höher als die Edukte

AchtungAktivierungsenergie mit endotherm verwechselt

So nicht
Die Kerze muss man anzünden, also ist die Verbrennung endotherm.
So richtig
Das Anzünden startet die Reaktion. Danach gibt sie mehr Energie ab, als sie braucht: exotherm.

Frag dich: Läuft die Reaktion weiter, wenn die Flamme weg ist?

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    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 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 200 kJ.
    3. Ea = 200 kJ − 0 kJ = 200 kJ
    Ergebnis:
    200 kJ
  2. ●2
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 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 100 kJ.
    3. Ea = 100 kJ − 0 kJ = 100 kJ
    Ergebnis:
    100 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

Welcher Systemtyp liegt bei ein fest verschlossener Dampfdrucktopf auf dem Herd vor?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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

  1. ○4
    Welcher Systemtyp liegt bei ein Lagerfeuer im Freien 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
  2. ●5
    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 Stoff noch Energie
  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

150 g Wasser werden von 18,0 auf 24,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = 24,0 − 18,0 = 6,0 K.
  2. Q = 150 g · 4,18 J/(g · K) · 6,0 K = 3762 J.
  3. Das sind 3,76 kJ.
  1. ΔT = 24,0 − 18,0 = 6,0 K.
  2. Q = 150 g · 4,18 J/(g · K) · 6,0 K = 3762 J.
  3. Das sind 3,76 kJ.
Ergebnis:
3,76 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

  1. ○7
    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).
    So fängst du an:
    ΔT = Q : (m · c).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = Q : (m · c).
    2. ΔT = 4180 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 4 K
    Ergebnis:
    4 K
  2. ●8
    Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 4180 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 = 4180 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 10 K
    Ergebnis:
    10 K
  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

Bei der Verbrennung von 0,50 mol Methan werden 445 kJ frei. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Verbrennungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
  2. 445 kJ : 0,50 mol
  3. = 890 kJ/mol
  1. Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
  2. 445 kJ : 0,50 mol
  3. = 890 kJ/mol
Ergebnis:
890 kJ/mol

AchtungWärme nicht durch die Stoffmenge geteilt

So nicht
Bei 0,50 mol werden 445 kJ frei, die molare Enthalpie ist 445 kJ/mol.
So richtig
Molar heißt je mol: 445 kJ : 0,50 mol = 890 kJ/mol.

Berechne zuerst die Stoffmenge. Teile dann die Wärme durch diese Stoffmenge.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    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. ●11
    Beim Lösen von wasserfreies Natriumcarbonat 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
  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

Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
Schritt für Schritt
  1. Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
  2. Elemente in stabiler Form sind der Nullpunkt.
  3. Daher gilt ΔfH(O₂, g) = 0 kJ/mol.
  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

AchtungElemente in der Hess-Rechnung falsch behandelt

So nicht
Sauerstoff ist ein Gas ohne Energie, deshalb zählt er nicht mit.
So richtig
Elemente in stabiler Form haben ΔfH = 0. Sie stehen in der Rechnung mit dem Wert null.

Schreib die Elemente mit 0 kJ/mol auf, statt sie wegzulassen. Prüfe, dass ihre Koeffizienten stimmen.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Bestimme: Mit ΔfH(CH₄) = −75, ΔfH(CO₂) = −394 und ΔfH(H₂O, l) = −286 kJ/mol: Wie viel Wärme je mol Methan wird bei CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l) frei?
    So fängst du an:
    ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
    Lösung zeigen
    1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
    2. ΔrH = (−394 + 2 · (−286)) − (−75) kJ/mol.
    3. ΔrH = −891 kJ/mol, also werden 891 kJ frei.
    Ergebnis:
    891 kJ
  2. ●14
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 250 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −250 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −200 kJ, also werden 200 kJ frei.
    Ergebnis:
    200 kJ
  3. ★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 Kaliumbromid 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 Kaliumiodid 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)

Kaliumiodid: Gitterenthalpie +649 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = 20 kJ/mol − 649 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −629 kJ/mol, der Betrag ist 629 kJ/mol.
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = 20 kJ/mol − 649 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −629 kJ/mol, der Betrag ist 629 kJ/mol.
Ergebnis:
629 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

  1. ○19
    Calciumchlorid: Gitterenthalpie +2258 kJ/mol, Lösungsenthalpie −83 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 = −83 kJ/mol − 2258 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −2341 kJ/mol, der Betrag ist 2341 kJ/mol.
    Ergebnis:
    2341 kJ/mol
  2. ●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
  3. ★21
    Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    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

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 die Entropie bei der Reaktion CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)?
Schritt für Schritt
  1. Auf der Eduktseite gibt es nur Feststoffe.
  2. Auf der Produktseite entsteht ein Gas.
  3. Gase haben viel mehr Anordnungsmöglichkeiten, die Entropie nimmt zu.
  1. Auf der Eduktseite gibt es nur Feststoffe.
  2. Auf der Produktseite entsteht ein Gas.
  3. Gase haben viel mehr Anordnungsmöglichkeiten, die Entropie nimmt zu.
Ergebnis:
Sie nimmt zu, weil ein Gas entsteht

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

  1. ○22
    Wie ändert sich bei Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
    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 Möglichkeiten
  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)

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?
Schritt für Schritt
  1. Grenze bei ΔrG = 0: T = ΔrH : ΔrS.
  2. T = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K).
  3. T = 618 K
  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

AchtungGrenztemperatur in Grad Celsius gerechnet

So nicht
Die Zersetzung läuft ab 833 K freiwillig.
So richtig
T = ΔH : ΔS = 1106 K. In Grad Celsius sind das 833 Grad Celsius.

Rechne mit Kelvin und gib die Einheit an. Wandle nur am Ende um, wenn Grad Celsius verlangt sind.

ÜbenJetzt du

  1. ○25
    N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ hat ΔrH = −92 kJ/mol und ΔrS = −199 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 = −92 kJ/mol : −0,199 kJ/(mol · K)
    3. T = 462 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    462 K
  2. ●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
  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 250 kJ und die Produkte bei 30 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 250 kJ.
    3. Ea = 250 kJ − 0 kJ = 250 kJ
    Ergebnis:
    250 kJ
  2. ●29
    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 Stoff und Energie
  3. ●30
    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
    1. ΔT = 22,0 − 19,5 = 2,5 K.
    2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 2,5 K = 2090 J.
    3. Das sind 2,09 kJ.
    Ergebnis:
    2,09 kJ
  4. ●31
    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
  5. ●32
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 70 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +70 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −10 kJ, also werden 10 kJ frei.
    Ergebnis:
    10 kJ
  6. ●33
    Beim Lösen von Kaliumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    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

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 180 kJ und die Produkte bei −120 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    300 kJ

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

    35
    Welcher Systemtyp liegt bei ein ideal gedämmtes Kalorimeter mit Deckel vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie

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

    36
    In einem Kalorimeter steigt die Temperatur von 100 g Wasser um 3,5 K. Bestimme: Welche Wärme hat die Reaktion abgegeben? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1,46 kJ

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

    37
    Beim Lösen von 25,25 g Kaliumnitrat (101 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 8,75 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    35 kJ/mol

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

    38
    Gleichung: CO₂ + H₂ → CO + H₂O(g). Bildungsenthalpien: ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol, ΔfH(CO) = −111 kJ/mol, ΔfH(H₂O(g)) = −242 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    41 kJ

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

    39
    Beim Lösen von Kaliumnitrat 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
    Rubidiumchlorid: Gitterenthalpie +680 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    663 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 Anordnungsmöglichkeiten

  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. 200 kJ
  2. 100 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  5. Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 4 K
  8. 10 K
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  11. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 891 kJ
  14. 200 kJ
  15. 283 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. 2341 kJ/mol
  20. 2681 kJ/mol
  21. 890 kJ/mol
  22. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
  23. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 462 K
  26. 462 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 250 kJ
  29. Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  30. 2,09 kJ
  31. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  32. 10 kJ
  33. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  34. 300 kJ
  35. Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
  36. 1,46 kJ
  37. 35 kJ/mol
  38. 41 kJ
  39. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  40. 663 kJ/mol
  41. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  42. 324 K