Zum Inhalt springen
Anmelden

Chemie · Klasse 12 · Kapitel

Andere ZahlenÜbenBasiswissenAlle 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

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?
Schritt für Schritt
  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
  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

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 180 kJ und die Produkte bei 50 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 50 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − (50 kJ) = 130 kJ
    Ergebnis:
    130 kJ
  2. ●2
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 120 kJ und die Produkte bei 50 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    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
  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 eine ideal gedämmte Thermoskanne mit Deckel 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: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.
  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

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 eine ideal gedämmte, verschlossene Kühlbox 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 Materie noch Wärmeenergie
  2. ●5
    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 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

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
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 1672 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 4 K
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 1672 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
  3. 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

  1. ○7
    400 g Wasser werden von 18,0 auf 20,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = 20,0 − 18,0 = 2,0 K.
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 20,0 − 18,0 = 2,0 K.
    2. Q = 400 g · 4,18 J/(g · K) · 2,0 K = 3344 J.
    3. Das sind 3,34 kJ.
    Ergebnis:
    3,34 kJ
  2. ●8
    50 g Wasser werden von 19,0 auf 22,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 22,5 − 19,0 = 3,5 K.
    2. Q = 50 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 732 J.
    3. Das sind 0,73 kJ.
    Ergebnis:
    0,73 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 Ammoniumnitrat 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
    Welcher Stoff hat per Definition die Standardbildungsenthalpie 0 kJ/mol?
    So fängst du an:
    Die Nullstufe liegt bei den Elementen.
    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)
  2. ●11
    Beim Lösen von 5,55 g wasserfreies Calciumchlorid (111 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 4,15 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 5,55 g : 111 g/mol = 0,05 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 4,15 kJ : 0,05 mol.
    3. = 83 kJ/mol
    Ergebnis:
    83 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: 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?
Schritt für Schritt
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −111 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −317 kJ.
  3. ΔrH = 206 kJ, der Betrag ist 206 kJ.
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −111 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −317 kJ.
  3. ΔrH = 206 kJ, der Betrag ist 206 kJ.
Ergebnis:
206 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
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 200 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 30 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    So fängst du an:
    Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +30 kJ.
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +30 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −170 kJ, also werden 170 kJ frei.
    Ergebnis:
    170 kJ
  2. ●14
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −130 kJ, also werden 130 kJ frei.
    Ergebnis:
    130 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 Natriumhydroxid 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
    Was geschieht beim Lösen von Natriumchlorid in Wasser auf der Teilchenebene?
    So fängst du an:
    Wassermoleküle sind Dipole.
    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
  2. ●17
    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. ★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)

Calciumchlorid: Gitterenthalpie +2258 kJ/mol, Lösungsenthalpie −83 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    Kaliumchlorid: Gitterenthalpie +717 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 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 = 17 kJ/mol − 717 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −700 kJ/mol, der Betrag ist 700 kJ/mol.
    Ergebnis:
    700 kJ/mol
  2. ●20
    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
  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 NO(g) + O₂(g) → 2 NO₂(g)? S° in J/(mol · K): NO 211, O₂ 205, NO₂ 240.
Schritt für Schritt
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 480 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 627 J/(mol · K).
  3. ΔrS = −147 J/(mol · K), der Betrag ist 147 J/(mol · K).
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 480 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 627 J/(mol · K).
  3. ΔrS = −147 J/(mol · K), der Betrag ist 147 J/(mol · K).
Ergebnis:
147 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 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g)? S° in J/(mol · K): H₂O₂ 110, H₂O(l) 70, O₂ 205.
    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) = 345 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 220 J/(mol · K).
    3. ΔrS = 125 J/(mol · K), der Betrag ist 125 J/(mol · K).
    Ergebnis:
    125 J/(mol · K)
  2. ●23
    Wie ändert sich bei 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Es entsteht ein Gas aus einer Flüssigkeit.
    2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt zu.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr 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)

2 NH₃ → N₂ + 3 H₂ 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 (oberhalb 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 (oberhalb 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
    CaCO₃ → CaO + CO₂ hat ΔrH = 178 kJ/mol und ΔrS = 161 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 = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
    3. T = 1106 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1106 K
  2. ●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
  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 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 250 kJ.
    3. Ea = 250 kJ − 0 kJ = 250 kJ
    Ergebnis:
    250 kJ
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein fest verschlossener Dampfdrucktopf auf dem Herd 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
  3. ●30
    Ein Kalorimeter mit 500 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 : (500 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 2 K
    Ergebnis:
    2 K
  4. ●31
    Gleichung: 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃. Bildungsenthalpien: ΔfH(SO₂) = −297 kJ/mol, ΔfH(SO₃) = −396 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ ΔfH(Produkte) = −792 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −594 kJ.
    3. ΔrH = −198 kJ, der Betrag ist 198 kJ.
    Ergebnis:
    198 kJ
  5. ●32
    Beim Lösen von wasserfreies Magnesiumsulfat 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 Wärmeenergie an die Umgebung ab
  6. ●33
    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.
    Lösung zeigen
    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)

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 250 kJ und die Produkte bei 70 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    250 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
    400 g Wasser werden von 22,0 auf 27,0 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 5,35 g Ammoniumchlorid (53,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 1,50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    15 kJ/mol

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

    38
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    852 kJ

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

    39
    Beim Lösen von wasserfreies Natriumcarbonat in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab

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

    40
    Lithiumchlorid löst sich exotherm, obwohl seine Gitterenthalpie größer ist als bei Kaliumchlorid. Wie lässt sich das erklären?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert

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

    41
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für CO₂(g) + H₂(g) → CO(g) + H₂O(g)? S° in J/(mol · K): CO₂ 214, H₂ 131, CO 198, H₂O(g) 189.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    42 J/(mol · K)

  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. 120 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
  5. Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 3,34 kJ
  8. 0,73 kJ
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Sauerstoff als O₂(g)
  11. 83 kJ/mol
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 170 kJ
  14. 130 kJ
  15. 283 kJ
  16. Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
  17. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  18. Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
  19. 700 kJ/mol
  20. 890 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. 125 J/(mol · K)
  23. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 1106 K
  26. 954 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 250 kJ
  29. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  30. 2 K
  31. 198 kJ
  32. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  33. 187 J/(mol · K)
  34. 250 kJ
  35. Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
  36. 8,36 kJ
  37. 15 kJ/mol
  38. 852 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  40. Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert
  41. 42 J/(mol · K)
  42. 324 K