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

Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ

Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
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
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?
So fängst du an:
Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 90 kJ bis zum Gipfel bei 250 kJ.
3. Ea = 250 kJ − (90 kJ) = 160 kJ
Ergebnis:
160 kJ
●2
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 Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau −40 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − (−40 kJ) = 140 kJ
Ergebnis:
140 kJ
★3
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 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 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − 0 kJ = 100 kJ
Ergebnis:
100 kJ

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

MerkenErster Hauptsatz und Systeme

Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.

Systeme tauschen Stoff und Energie (offen), nur Energie (geschlossen) oder nichts (isoliert) aus.

BeispielHauptsatz, Systeme und Teilchenbewegung

Welcher Systemtyp liegt bei ein verschlossener Luftballon vor?

Schritt für Schritt

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht.

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
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

○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
●5
Welcher Systemtyp liegt bei ein mit Stopfen verschlossenes Reagenzglas im Wasserbad 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
★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

100 g Wasser werden von 19,0 auf 27,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).

Schritt für Schritt

ΔT = 27,0 − 19,0 = 8,0 K.
Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 3344 J.
Das sind 3,34 kJ.

ΔT = 27,0 − 19,0 = 8,0 K.
Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 3344 J.
Das sind 3,34 kJ.

Ergebnis:

3,34 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

○7
500 g Wasser werden von 20,0 auf 25,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
So fängst du an:
ΔT = 25,0 − 20,0 = 5,0 K.
Lösung zeigen
1. ΔT = 25,0 − 20,0 = 5,0 K.
2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 10.450 J.
3. Das sind 10,45 kJ.
Ergebnis:
10,45 kJ
●8
500 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).
Lösung zeigen
1. ΔT = 20,0 − 18,0 = 2,0 K.
2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 2,0 K = 4180 J.
3. Das sind 4,18 kJ.
Ergebnis:
4,18 kJ
★9
Ein Metallstück (80 g, 100 Grad Celsius) kommt in 200 g Wasser (20,0 Grad Celsius). Die Mischtemperatur beträgt 24,0 Grad Celsius. Wie groß ist die spezifische Wärmekapazität des Metalls?
Lösung zeigen
1. Das Wasser nimmt auf: 200 g · 4,18 J/(g · K) · 4,0 K = 3344 J.
2. Das Metall gibt diese Wärme ab: 3344 J = 80 g · c · 76 K.
3. c = 3344 J : (80 g · 76 K) = 0,55 J/(g · K)
Ergebnis:
0,55 J/(g · K)

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

MerkenMolare Enthalpien

Molare Reaktionsenthalpie: ΔrH = −Q : n, also Wärme je mol.

Zustände stehen als (s), (l), (g) und (aq) in der Gleichung.

BeispielMolare Enthalpien: Reaktions-, Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie

Beim Lösen von 11,90 g Kaliumbromid (119 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 2,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?

Schritt für Schritt

n = 11,90 g : 119 g/mol = 0,10 mol.
ΔLH = Q : n = 2,00 kJ : 0,10 mol.
= 20 kJ/mol

n = 11,90 g : 119 g/mol = 0,10 mol.
ΔLH = Q : n = 2,00 kJ : 0,10 mol.
= 20 kJ/mol

Ergebnis:

20 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

○10
Beim Lösen von 18,63 g Kaliumchlorid (74,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 4,25 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
So fängst du an:
n = 18,63 g : 74,5 g/mol = 0,25 mol.
Lösung zeigen
1. n = 18,63 g : 74,5 g/mol = 0,25 mol.
2. ΔLH = Q : n = 4,25 kJ : 0,25 mol.
3. = 17 kJ/mol
Ergebnis:
17 kJ/mol
●11
Beim Lösen von 20,20 g Kaliumnitrat (101 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 7,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 20,20 g : 101 g/mol = 0,20 mol.
2. ΔLH = Q : n = 7,00 kJ : 0,20 mol.
3. = 35 kJ/mol
Ergebnis:
35 kJ/mol
★12
Beim Lösen von 6,0 g Harnstoff (60 g/mol) nimmt die Lösung 1,54 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 6,0 g : 60 g/mol = 0,10 mol.
2. ΔLH = Q : n = 1,54 kJ : 0,10 mol.
3. = 15,4 kJ/mol
Ergebnis:
15,4 kJ/mol

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

MerkenSatz von Hess

Die Reaktionsenthalpie hängt nur von Anfang und Ende ab. ΔrH = Σ ΔfH(P) − Σ ΔfH(E).

BeispielSatz von Hess und Bildungsenthalpien

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?

Schritt für Schritt

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = −1676 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −824 kJ.
ΔrH = −852 kJ, der Betrag ist 852 kJ.

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = −1676 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −824 kJ.
ΔrH = −852 kJ, der Betrag ist 852 kJ.

Ergebnis:

852 kJ

AchtungProdukte und Edukte addiert statt subtrahiert

So nicht

ΔrH = (−394 − 572) + (−75) = −1041 kJ/mol.

So richtig

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte) = (−394 − 572) − (−75) = −891 kJ/mol.

Rechne Produkte minus Edukte. Prüfe, ob du das Vorzeichen der Eduktsumme beachtet hast.

ÜbenJetzt du

○13
Gleichung: 2 NO + O₂ → 2 NO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(NO) = 90 kJ/mol, ΔfH(NO₂) = 33 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) = 66 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 180 kJ.
3. ΔrH = −114 kJ, der Betrag ist 114 kJ.
Ergebnis:
114 kJ
●14
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 300 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 70 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +70 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −230 kJ, also werden 230 kJ frei.
Ergebnis:
230 kJ
★15
ΔfH(CO) = −111 kJ/mol und ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol. Bestimme: Wie viel Wärme je mol wird bei CO + ½ O₂ → CO₂ frei?
Lösung zeigen
1. ΔfH(O₂) = 0 kJ/mol, weil O₂ ein Element ist.
2. ΔrH = −394 kJ/mol − (−111 kJ/mol).
3. ΔrH = −283 kJ/mol, es werden 283 kJ frei.
Ergebnis:
283 kJ

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

MerkenLösen von Salzen

Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie aus dem Gitter.

Dabei entsteht kein neuer Stoff.

BeispielLösen von Salzen: Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkung

Beim Lösen von Ammoniumnitrat in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?

Schritt für Schritt

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
Die Enthalpieänderung ist positiv.

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
Die Enthalpieänderung ist positiv.

Ergebnis:

Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf

AchtungVorzeichen der Enthalpieänderung verwechselt

So nicht

Die Lösung wird warm, also ist die Lösungsenthalpie positiv.

So richtig

Wird die Umgebung warm, gibt das System Wärme ab. Die Enthalpieänderung des Systems ist negativ.

Frag dich: Gibt das System Wärme ab oder nimmt es welche auf? Setze danach das Vorzeichen.

ÜbenJetzt du

○16
Beim Lösen von wasserfreies Magnesiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
So fängst du an:
Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
Lösung zeigen
1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
2. Das System gibt Wärme ab.
3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
●17
Was geschieht beim Lösen von Natriumchlorid in Wasser auf der Teilchenebene?
Lösung zeigen
1. Wassermoleküle sind Dipole.
2. Sie lagern sich mit ihren Polen an die Ionen an der Oberfläche.
3. So lösen sie die Ionen einzeln aus dem Gitter.
Ergebnis:
Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
★18
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 Wärmeenergie an die Umgebung ab

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

MerkenGitter und Hydratation (Leistungskurs)

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH. Das Gitter kostet Energie, die Hydratation liefert sie.

Überwiegt die Hydratation, löst sich das Salz exotherm.

BeispielGitter-, Hydratations- und Lösungsenthalpie (Leistungskurs)

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

Schritt für Schritt

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

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

Ergebnis:

2681 kJ/mol

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

○19
Rubidiumchlorid: Gitterenthalpie +680 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 − 680 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −663 kJ/mol, der Betrag ist 663 kJ/mol.
Ergebnis:
663 kJ/mol
●20
Kaliumiodid: Gitterenthalpie +649 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
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
★21
Kaliumbromid: Gitterenthalpie +682 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
2. ΔHydrH = 20 kJ/mol − 682 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −662 kJ/mol, der Betrag ist 662 kJ/mol.
Ergebnis:
662 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 bei CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) die Entropie des Systems?

Schritt für Schritt

Es entsteht ein Gas aus einem Feststoff.
Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
Die Entropie nimmt zu.

Es entsteht ein Gas aus einem Feststoff.
Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
Die Entropie nimmt zu.

Ergebnis:

Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten

AchtungVorzeichen der Entropieänderung falsch beurteilt

So nicht

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

So richtig

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

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

ÜbenJetzt du

○22
Wie 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.
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) = 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)
●23
Wie groß ist der Betrag von ΔrS für N₂O₄(g) → 2 NO₂(g)? S° in J/(mol · K): N₂O₄ 304, NO₂ 240.
Lösung zeigen
1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ S(Produkte) = 480 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 304 J/(mol · K).
3. ΔrS = 176 J/(mol · K), der Betrag ist 176 J/(mol · K).
Ergebnis:
176 J/(mol · K)
★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)

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?

Schritt für Schritt

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 206 kJ/mol : 0,216 kJ/(mol · K)
T = 954 K (oberhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 206 kJ/mol : 0,216 kJ/(mol · K)
T = 954 K (oberhalb freiwillig)

Ergebnis:

954 K

AchtungQuotient der Grenztemperatur umgedreht

So nicht

T = ΔS : ΔH.

So richtig

Bei ΔG = 0 gilt ΔH = T · ΔS, also T = ΔH : ΔS.

Löse die Gleichung ΔH − T · ΔS = 0 nach T auf. Schreib jeden Umformungsschritt auf.

ÜbenJetzt du

○25
NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) hat ΔrH = +176 kJ/mol und ΔrS = +285 J/(mol · K). Bestimme: Oberhalb welcher Temperatur läuft die Zersetzung freiwillig ab?
So fängst du an:
Grenze bei ΔrG = 0: T = ΔrH : ΔrS.
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
●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
★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

●28
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
●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
●30
Ein Kalorimeter mit 250 g Wasser nimmt 20.900 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 = 20.900 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 20 K
Ergebnis:
20 K
●31
Beim Lösen von 22,20 g wasserfreies Calciumchlorid (111 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 16,60 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 22,20 g : 111 g/mol = 0,20 mol.
2. ΔLH = Q : n = 16,60 kJ : 0,20 mol.
3. = 83 kJ/mol
Ergebnis:
83 kJ/mol
●32
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 120 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −120 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −70 kJ, also werden 70 kJ frei.
Ergebnis:
70 kJ
●33
Beim Lösen von Harnstoff 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

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 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
Ergebnis:
160 kJ
Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.
35
Welcher Systemtyp liegt bei ein Lagerfeuer im Freien vor?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
36
Ein Kalorimeter mit 200 g Wasser nimmt 1672 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 K
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
Beim Lösen von Kaliumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
38
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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
206 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
39
Beim Lösen von wasserfreies Magnesiumsulfat in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
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
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
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
Ergebnis:
187 J/(mol · K)
Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).
42
C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
Lösung zeigen
Ergebnis:
1123 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

160 kJ
140 kJ
100 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
10,45 kJ
4,18 kJ
0,55 J/(g · K)
17 kJ/mol
35 kJ/mol
15,4 kJ/mol
114 kJ
230 kJ
283 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
663 kJ/mol
629 kJ/mol
662 kJ/mol
147 J/(mol · K)
176 J/(mol · K)
Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
618 K
462 K
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
100 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
20 K
83 kJ/mol
70 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
160 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
2 K
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
206 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
663 kJ/mol
187 J/(mol · K)
1123 K