Chemie · Klasse 12 · Kapitel

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Chemische Thermodynamik: Energie, Enthalpie und Spontaneität

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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 150 kJ und die Produkte bei −120 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 150 kJ.
Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ

Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 150 kJ.
Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ

Ergebnis:

150 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 Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?
So fängst du an:
Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
Lösung zeigen
1. Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
2. Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
3. Das nennt man exotherm.
Ergebnis:
Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
●2
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ und die Produkte bei −120 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau −120 kJ bis zum Gipfel bei 150 kJ.
3. Ea = 150 kJ − (−120 kJ) = 270 kJ
Ergebnis:
270 kJ
★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 Lagerfeuer im Freien vor?

Schritt für Schritt

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.

Ergebnis:

Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie

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 mit Stopfen verschlossenes Reagenzglas im Wasserbad 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: Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht.
Ergebnis:
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
●5
Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch 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

200 g Wasser werden von 19,0 auf 21,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).

Schritt für Schritt

ΔT = 21,0 − 19,0 = 2,0 K.
Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 2,0 K = 1672 J.
Das sind 1,67 kJ.

ΔT = 21,0 − 19,0 = 2,0 K.
Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 2,0 K = 1672 J.
Das sind 1,67 kJ.

Ergebnis:

1,67 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
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).
So fängst du an:
ΔT = 22,0 − 19,5 = 2,5 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
●8
Ein Kalorimeter mit 400 g Wasser nimmt 16.720 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 = 16.720 J : (400 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 10 K
Ergebnis:
10 K
★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 Natriumhydroxid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?

Schritt für Schritt

Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
Das System gibt Wärme ab.
Die Enthalpieänderung ist negativ.

Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
Das System gibt Wärme ab.
Die Enthalpieänderung ist negativ.

Ergebnis:

Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab

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

○10
Beim Lösen von Kaliumbromid 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
●11
Welche Gleichung beschreibt die Bildung von flüssigem Wasser aus den Elementen mit richtiger Zustandskennzeichnung?
Lösung zeigen
1. Bildung heißt: aus den Elementen in ihrem stabilen Zustand.
2. Das sind H₂(g) und O₂(g).
3. Das Produkt Wasser ist flüssig: H₂O(l).
Ergebnis:
H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)
★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 250 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?

Schritt für Schritt

Schritt 1: −250 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
Summe: −210 kJ, also werden 210 kJ frei.

Schritt 1: −250 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
Summe: −210 kJ, also werden 210 kJ frei.

Ergebnis:

210 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
Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
So fängst du an:
Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
Lösung zeigen
1. Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
2. Elemente in stabiler Form sind der Nullpunkt.
3. Daher gilt ΔfH(O₂, g) = 0 kJ/mol.
Ergebnis:
Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
●14
Gleichung: CaO + H₂O(l) → Ca(OH)₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CaO) = −635 kJ/mol, ΔfH(H₂O(l)) = −286 kJ/mol, ΔfH(Ca(OH)₂) = −986 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) = −986 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −921 kJ.
3. ΔrH = −65 kJ, der Betrag ist 65 kJ.
Ergebnis:
65 kJ
★15
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −110 kJ, also werden 110 kJ frei.
Ergebnis:
110 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

Welche Wechselwirkung hält ein Natriumion in der Hydrathülle fest?

Schritt für Schritt

Natrium ist positiv geladen.
Es wird von der negativen Seite des Wassers angezogen, dem Sauerstoff.
Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung.

Natrium ist positiv geladen.
Es wird von der negativen Seite des Wassers angezogen, dem Sauerstoff.
Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung.

Ergebnis:

Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers

AchtungWechselwirkung zwischen Ion und Wasser verwechselt

So nicht

Ein Natriumion bindet sich über Wasserstoffbrücken oder Ionenbindung an den Wasserstoff.

So richtig

Das positive Ion zieht den negativ polarisierten Sauerstoff des Wassers an: Ion-Dipol-Wechselwirkung.

Zeichne ein Wassermolekül mit Teilladungen und lege es einmal an ein Kation, einmal an ein Anion.

ÜbenJetzt du

○16
Beim Lösen von Harnstoff 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
●17
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
★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)

Lithiumbromid: Gitterenthalpie +807 kJ/mol, Lösungsenthalpie −48 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?

Schritt für Schritt

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.

Ergebnis:

855 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
Cäsiumchlorid: Gitterenthalpie +657 kJ/mol, Lösungsenthalpie +18 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 = 18 kJ/mol − 657 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −639 kJ/mol, der Betrag ist 639 kJ/mol.
Ergebnis:
639 kJ/mol
●20
Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Hydratationsenthalpie −783 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH.
2. ΔLH = 787 kJ/mol + (−783 kJ/mol).
3. ΔLH = +4 kJ/mol
Ergebnis:
4 kJ/mol
★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 CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)? S° in J/(mol · K): CaCO₃ 93, CaO 40, CO₂ 214.

Schritt für Schritt

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ S(Produkte) = 254 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 93 J/(mol · K).
ΔrS = 161 J/(mol · K), der Betrag ist 161 J/(mol · K).

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ S(Produkte) = 254 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 93 J/(mol · K).
ΔrS = 161 J/(mol · K), der Betrag ist 161 J/(mol · K).

Ergebnis:

161 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

○22
Wie ändert sich bei Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(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
●23
Wie groß ist der Betrag von ΔrS für N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)? S° in J/(mol · K): N₂ 192, H₂ 131, NH₃ 193.
Lösung zeigen
1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ S(Produkte) = 386 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 585 J/(mol · K).
3. ΔrS = −199 J/(mol · K), der Betrag ist 199 J/(mol · K).
Ergebnis:
199 J/(mol · K)
★24
Wie ändert sich bei H₂O(g) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Aus einem Gas wird eine Flüssigkeit.
2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt ab.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten

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: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?

Schritt für Schritt

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K)
T = 618 K (oberhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K)
T = 618 K (oberhalb freiwillig)

Ergebnis:

618 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
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
●26
2 NO + O₂ → 2 NO₂ hat ΔrH = −114 kJ/mol und ΔrS = −147 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 = −114 kJ/mol : −0,147 kJ/(mol · K)
3. T = 776 K (unterhalb freiwillig)
Ergebnis:
776 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
Im Energiediagramm steigt die Kurve von 0 kJ auf 150 kJ und fällt dann auf −90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Aktivierungsenergie reicht vom Niveau der Edukte bis zum Gipfel.
2. Edukte liegen bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ.
3. Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ
Ergebnis:
150 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 500 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 : (500 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 10 K
Ergebnis:
10 K
●31
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −90 kJ, also werden 90 kJ frei.
Ergebnis:
90 kJ
●32
Kaliumfluorid: Gitterenthalpie +829 kJ/mol, Lösungsenthalpie −18 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
2. ΔHydrH = −18 kJ/mol − 829 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −847 kJ/mol, der Betrag ist 847 kJ/mol.
Ergebnis:
847 kJ/mol
●33
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ hat ΔrH = −198 kJ/mol und ΔrS = −187 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 = −198 kJ/mol : −0,187 kJ/(mol · K)
3. T = 1059 K (unterhalb freiwillig)
Ergebnis:
1059 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

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
Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.
35
Welcher Systemtyp liegt bei eine ideal gedämmte, verschlossene Kühlbox vor?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
36
Ein Kalorimeter mit 200 g Wasser nimmt 3344 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
Ergebnis:
4 K
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
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
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
38
Gleichung: CaCO₃ → CaO + CO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CaCO₃) = −1207 kJ/mol, ΔfH(CaO) = −635 kJ/mol, ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
Lösung zeigen
Ergebnis:
178 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
39
Beim Lösen von Lithiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).
40
Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Lösungsenthalpie +4 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
783 kJ/mol
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
Wie ändert sich bei NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).
42
CO₂ + H₂ → CO + H₂O(g) hat ΔrH = 41 kJ/mol und ΔrS = 42 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
Lösung zeigen
Ergebnis:
976 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

Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
270 kJ
Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
2,09 kJ
10 K
0,55 J/(g · K)
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)
15,4 kJ/mol
Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
65 kJ
110 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
639 kJ/mol
4 kJ/mol
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
199 J/(mol · K)
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
Wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔrG negativ ist
776 K
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
150 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
10 K
90 kJ
847 kJ/mol
1059 K
120 kJ
Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
4 K
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
178 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
783 kJ/mol
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
976 K