Chemie · Klasse 12 · 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 150 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 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

AchtungHin- und Rückreaktion bei der Aktivierungsenergie verwechselt

So nicht

Edukte 0 kJ, Gipfel 150 kJ, Produkte bei −90 kJ: Die Aktivierungsenergie der Hinreaktion ist 240 kJ.

So richtig

Hin: 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ. Rück: 150 kJ − (−90 kJ) = 240 kJ. Für die Hinreaktion zählt der Anstieg von den Edukten.

Bestimme zuerst, bei welchem Niveau die gefragte Reaktion beginnt. Miss von dort bis zum Gipfel.

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 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 250 kJ.
3. Ea = 250 kJ − 0 kJ = 250 kJ
Ergebnis:
250 kJ
●2
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 kJ und die Produkte bei −60 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − 0 kJ = 100 kJ
Ergebnis:
100 kJ
★3
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

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 ideal gedämmtes Kalorimeter mit Deckel 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
●5
Welcher Systemtyp liegt bei eine ideal gedämmte, verschlossene Kühlbox vor?
Lösung zeigen
1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
3. Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.
Ergebnis:
Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
★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 250 g Wasser nimmt 2090 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).

Schritt für Schritt

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 2090 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 2 K

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 2090 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 2 K

Ergebnis:

2 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

○7
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).
So fängst du an:
ΔT = Q : (m · c).
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
●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 11,10 g wasserfreies Calciumchlorid (111 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 8,30 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?

Schritt für Schritt

n = 11,10 g : 111 g/mol = 0,10 mol.
ΔLH = Q : n = 8,30 kJ : 0,10 mol.
= 83 kJ/mol

n = 11,10 g : 111 g/mol = 0,10 mol.
ΔLH = Q : n = 8,30 kJ : 0,10 mol.
= 83 kJ/mol

Ergebnis:

83 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 Natriumhydroxid 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 Wärmeenergie an die Umgebung ab
●11
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
★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 120 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?

Schritt für Schritt

Schritt 1: −120 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
Summe: −60 kJ, also werden 60 kJ frei.

Schritt 1: −120 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
Summe: −60 kJ, also werden 60 kJ frei.

Ergebnis:

60 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

○13
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?
So fängst du an:
Nach Hess ist die Summe der Teilschritte gleich der Gesamtreaktion.
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
●14
Bestimme: Mit ΔfH(CH₄) = −75, ΔfH(CO₂) = −394 und ΔfH(H₂O, l) = −286 kJ/mol: Wie viel Wärme je mol Methan wird bei CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l) frei?
Lösung zeigen
1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
2. ΔrH = (−394 + 2 · (−286)) − (−75) kJ/mol.
3. ΔrH = −891 kJ/mol, also werden 891 kJ frei.
Ergebnis:
891 kJ
★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 Magnesiumchlorid 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 Wärmeenergie 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

○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
●17
Welche Wechselwirkung hält ein Natriumion in der Hydrathülle fest?
Lösung zeigen
1. Natrium ist positiv geladen.
2. Es wird von der negativen Seite des Wassers angezogen, dem Sauerstoff.
3. Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung.
Ergebnis:
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
★18
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 Wärme 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)

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
Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 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 = −37 kJ/mol − 853 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −890 kJ/mol, der Betrag ist 890 kJ/mol.
Ergebnis:
890 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 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).
ΔrS = (40 + 214) − 93 J/(mol · K).
ΔrS = 161 J/(mol · K)

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
ΔrS = (40 + 214) − 93 J/(mol · K).
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

○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)
●23
Wie ändert sich bei H₂O(s) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Aus dem geordneten Eis wird eine Flüssigkeit.
2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt zu.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
★24
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 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)

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ hat ΔrH = −198 kJ/mol und ΔrS = −187 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 = −198 kJ/mol : −0,187 kJ/(mol · K)
T = 1059 K (unterhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = −198 kJ/mol : −0,187 kJ/(mol · K)
T = 1059 K (unterhalb freiwillig)

Ergebnis:

1059 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
CO₂ + H₂ → CO + H₂O(g) hat ΔrH = 41 kJ/mol und ΔrS = 42 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 = 41 kJ/mol : 0,042 kJ/(mol · K)
3. T = 976 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
976 K
●26
2 NH₃ → N₂ + 3 H₂ hat ΔrH = 92 kJ/mol und ΔrS = 199 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
Lösung zeigen
1. Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
2. T = 92 kJ/mol : 0,199 kJ/(mol · K)
3. T = 462 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
462 K
★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 Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau −90 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − (−90 kJ) = 190 kJ
Ergebnis:
190 kJ
●29
Welcher Systemtyp liegt bei ein Teller mit heißer Suppe 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
150 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).
Lösung zeigen
1. ΔT = 21,0 − 19,0 = 2,0 K.
2. Q = 150 g · 4,18 J/(g · K) · 2,0 K = 1254 J.
3. Das sind 1,25 kJ.
Ergebnis:
1,25 kJ
●31
Beim Lösen von 3,73 g Kaliumchlorid (74,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 0,85 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 3,73 g : 74,5 g/mol = 0,05 mol.
2. ΔLH = Q : n = 0,85 kJ : 0,05 mol.
3. = 17 kJ/mol
Ergebnis:
17 kJ/mol
●32
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −100 kJ, also werden 100 kJ frei.
Ergebnis:
100 kJ
●33
Beim Lösen von Kaliumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
1. Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
2. Das System nimmt Wärme auf.
3. Die Enthalpieänderung ist positiv.
Ergebnis:
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Energiediagramm: Exotherm: Die Produkte liegen tiefer, Wärme geht an die Umgebung.
Erster Hauptsatz und Systeme: Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.
Kalorimetrie: Das Wasser nimmt Q = m · c · ΔT auf, c = 4,18 J/(g · K). ΔT ist eine Temperaturdifferenz.
Molare Enthalpien: Molare Reaktionsenthalpie: ΔrH = −Q : n, also Wärme je mol.
Satz von Hess: Die Reaktionsenthalpie hängt nur von Anfang und Ende ab. ΔrH = Σ ΔfH(P) − Σ ΔfH(E).
Lösen von Salzen: Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie aus dem Gitter.
Gitter und Hydratation (Leistungskurs): ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH. Das Gitter kostet Energie, die Hydratation liefert sie.
Entropie (Leistungskurs): Entropie misst die Zahl der Anordnungsmöglichkeiten: ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
Gibbs-Helmholtz-Gleichung (Leistungskurs): ΔrG = ΔrH − T · ΔrS. Negatives ΔrG heißt freiwillig.

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

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 −60 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Lösung zeigen
Ergebnis:
250 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 Materie und Wärmeenergie
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
36
200 g Wasser kühlen sich beim Lösen eines Salzes von 22,0 auf 19,5 Grad Celsius ab. Bestimme: Welche Wärme nimmt die Lösung auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
Ergebnis:
2,09 kJ
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
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 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 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
Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).
40
Kaliumchlorid: Gitterenthalpie +717 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
700 kJ/mol
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
Wie groß ist der Betrag von ΔrS für CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l)? S° in J/(mol · K): CH₄ 186, O₂ 205, CO₂ 214, H₂O(l) 70.
Lösung zeigen
Ergebnis:
242 J/(mol · K)
Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).
42
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
Ergebnis:
1059 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

250 kJ
100 kJ
Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
2 K
10 K
0,55 J/(g · K)
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
15,4 kJ/mol
40 kJ
891 kJ
283 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
890 kJ/mol
4 kJ/mol
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
125 J/(mol · K)
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
976 K
462 K
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
190 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
1,25 kJ
17 kJ/mol
100 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
250 kJ
Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
2,09 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
206 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
700 kJ/mol
242 J/(mol · K)
1059 K