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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 180 kJ und die Produkte bei 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Schritt für Schritt
  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
  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

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. ○1
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 120 kJ und die Produkte bei −60 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. ●2
    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 Rückreaktion?
    Lösung zeigen
    1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 70 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − (70 kJ) = 110 kJ
    Ergebnis:
    110 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 Teller mit heißer Suppe 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 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 Materie und Wärmeenergie
  3. ★6
    Welcher Systemtyp liegt bei ein ideal gedämmtes Kalorimeter mit Deckel 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

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

500 g Wasser werden von 21,0 auf 31,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = 31,0 − 21,0 = 10,0 K.
  2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 10,0 K = 20.900 J.
  3. Das sind 20,90 kJ.
  1. ΔT = 31,0 − 21,0 = 10,0 K.
  2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 10,0 K = 20.900 J.
  3. Das sind 20,90 kJ.
Ergebnis:
20,90 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 400 g Wasser nimmt 3344 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 = 3344 J : (400 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 2 K
    Ergebnis:
    2 K
  2. ●8
    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).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 28,5 − 21,0 = 7,5 K.
    2. Q = 250 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 7838 J.
    3. Das sind 7,84 kJ.
    Ergebnis:
    7,84 kJ
  3. ★9
    Ein Kalorimeter mit 250 g Wasser nimmt 5225 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 = 5225 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 5 K
    Ergebnis:
    5 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 Kaliumnitrat 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. ○10
    Beim Lösen von 8,48 g Lithiumchlorid (42,4 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 7,40 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    So fängst du an:
    n = 8,48 g : 42,4 g/mol = 0,20 mol.
    Lösung zeigen
    1. n = 8,48 g : 42,4 g/mol = 0,20 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 7,40 kJ : 0,20 mol.
    3. = 37 kJ/mol
    Ergebnis:
    37 kJ/mol
  2. ●11
    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
  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

Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 30 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Schritt für Schritt
  1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +30 kJ.
  2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
  3. Summe: −120 kJ, also werden 120 kJ frei.
  1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +30 kJ.
  2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
  3. Summe: −120 kJ, also werden 120 kJ frei.
Ergebnis:
120 kJ

AchtungTeilschritt und Gesamtreaktion verwechselt

So nicht
Die Gesamtreaktion gibt 100 kJ ab, also gibt auch jeder Teilschritt 100 kJ ab.
So richtig
Nach Hess ist die Summe der Teilschritte gleich der Gesamtreaktion: 100 kJ = 60 kJ + 40 kJ.

Schreib die Teilschritte untereinander. Addiere ihre Werte und vergleiche die Summe mit der Gesamtreaktion.

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
    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?
    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
  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 wasserfreies Magnesiumsulfat in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Schritt für Schritt
  1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
  2. Das System gibt Wärme ab.
  3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
  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

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

  1. ○16
    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 Wärme an die Umgebung ab
  2. ●17
    Beim Lösen von wasserfreies Calciumchlorid 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. ★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)

Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Lösungsenthalpie +4 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = 4 kJ/mol − 787 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −783 kJ/mol, der Betrag ist 783 kJ/mol.
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = 4 kJ/mol − 787 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −783 kJ/mol, der Betrag ist 783 kJ/mol.
Ergebnis:
783 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
    Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?
    So fängst du an:
    Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
    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
  2. ●20
    Natriumiodid: Gitterenthalpie +704 kJ/mol, Lösungsenthalpie −7 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    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
  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 ΔrS für CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)? S° in J/(mol · K): CaCO₃ 93, CaO 40, CO₂ 214.
Schritt für Schritt
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
  2. ΔrS = (40 + 214) − 93 J/(mol · K).
  3. ΔrS = 161 J/(mol · K)
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
  2. ΔrS = (40 + 214) − 93 J/(mol · K).
  3. ΔrS = 161 J/(mol · K)
Ergebnis:
161 J/(mol · K)

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. ○22
    Welcher Vorgang ist mit einer Zunahme der Entropie des Systems verbunden?
    So fängst du an:
    Entropie wächst mit der Zahl der Anordnungsmöglichkeiten.
    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
  2. ●23
    Wie ändert sich bei 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g) die Entropie des Systems?
    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
  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)

CaCO₃ → CaO + CO₂ hat ΔrH = 178 kJ/mol und ΔrS = 161 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 = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
  3. T = 1106 K (oberhalb freiwillig)
  1. Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
  2. T = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
  3. T = 1106 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
1106 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
    N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ 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 (unterhalb 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
    Welche Beschreibung gehört zu einer endothermen Reaktion?
    Lösung zeigen
    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
  2. ●29
    Wasser wird von 20 auf 60 Grad Celsius erwärmt. Was geschieht auf der Teilchenebene?
    Lösung zeigen
    1. Erwärmen heißt, Energie zuzuführen.
    2. Die Teilchen bewegen sich im Mittel schneller.
    3. Die Temperatur misst diese mittlere kinetische Energie.
    Ergebnis:
    Die mittlere kinetische Energie der Teilchen steigt
  3. ●30
    100 g Wasser werden von 18,0 auf 28,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 28,0 − 18,0 = 10,0 K.
    2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 10,0 K = 4180 J.
    3. Das sind 4,18 kJ.
    Ergebnis:
    4,18 kJ
  4. ●31
    Beim Lösen von Ammoniumnitrat 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
  5. ●32
    Eine Reaktion A → C verläuft direkt mit 100 kJ Wärmeabgabe. Auf dem Umweg A → B → C werden im ersten Schritt 60 kJ frei. Bestimme: Wie viel Wärme wird im Schritt B → C frei?
    Lösung zeigen
    1. Nach Hess ist die Summe der Teilschritte gleich der Gesamtreaktion.
    2. 100 kJ = 60 kJ + x.
    3. x = 40 kJ
    Ergebnis:
    40 kJ
  6. ●33
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)? S° in J/(mol · K): H₂ 131, Cl₂ 223, HCl 187.
    Lösung zeigen
    1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ S(Produkte) = 374 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 354 J/(mol · K).
    3. ΔrS = 20 J/(mol · K), der Betrag ist 20 J/(mol · K).
    Ergebnis:
    20 J/(mol · K)

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 120 kJ und die Produkte bei −60 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    120 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
    200 g Wasser werden von 18,0 auf 26,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    6,69 kJ

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

    37
    Beim Lösen von 5,85 g Natriumchlorid (58,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 0,40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    4 kJ/mol

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

    38
    Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null

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

    39
    Beim Lösen von Ammoniumnitrat 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
    Natriumiodid: Gitterenthalpie +704 kJ/mol, Lösungsenthalpie −7 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    711 kJ/mol

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

    41
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g)? S° in J/(mol · K): H₂O₂ 110, H₂O(l) 70, O₂ 205.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    125 J/(mol · K)

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

    42
    PCl₅ → PCl₃ + Cl₂ hat ΔrH = 88 kJ/mol und ΔrS = 170 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    518 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. 120 kJ
  2. 110 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  5. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  6. Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
  7. 2 K
  8. 7,84 kJ
  9. 5 K
  10. 37 kJ/mol
  11. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 852 kJ
  14. 891 kJ
  15. 283 kJ
  16. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  17. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  18. Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
  19. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
  20. 711 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. Verdampfen von Wasser zu Wasserdampf
  23. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. Wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔrG negativ ist
  26. 462 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. Die Produkte liegen höher als die Edukte
  29. Die mittlere kinetische Energie der Teilchen steigt
  30. 4,18 kJ
  31. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  32. 40 kJ
  33. 20 J/(mol · K)
  34. 120 kJ
  35. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  36. 6,69 kJ
  37. 4 kJ/mol
  38. Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
  39. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  40. 711 kJ/mol
  41. 125 J/(mol · K)
  42. 518 K