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 180 kJ und die Produkte bei 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Schritt für Schritt
  1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
  3. Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ
  1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
  3. Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ
Ergebnis:
180 kJ

AchtungAktivierungsenergie und Reaktionsenthalpie gleichgesetzt

So nicht
Die Aktivierungsenergie ist der Höhenunterschied zwischen Edukten und Produkten.
So richtig
Die Aktivierungsenergie reicht von den Edukten bis zum Gipfel. Der Höhenunterschied von Edukten zu Produkten ist die Reaktionsenthalpie.

Markiere im Diagramm in zwei Farben: den Anstieg bis zum Gipfel und den Höhenunterschied von Start zu Ziel.

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei −60 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    So fängst du an:
    Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    Lösung zeigen
    1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ
    Ergebnis:
    180 kJ
  2. ●2
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei −40 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 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ
    Ergebnis:
    180 kJ
  3. ★3
    Eine Sofort-Kältekompresse wird beim Knicken kalt. Was gilt für die Energie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Die Kompresse fühlt sich kalt an: Der Haut wird Wärme entzogen.
    2. Das System nimmt diese Wärme auf.
    3. Seine Enthalpie steigt, der Vorgang ist endotherm.
    Ergebnis:
    Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt

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

MerkenErster Hauptsatz und Systeme

Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.

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

BeispielHauptsatz, Systeme und Teilchenbewegung

Welcher Systemtyp liegt bei ein brennendes Teelicht 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: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.
  1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
  2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
  3. Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.
Ergebnis:
Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie

AchtungOffenes, geschlossenes und isoliertes System verwechselt

So nicht
Eine verschlossene Thermoskanne ist ein geschlossenes System, weil sie zu ist.
So richtig
Offen: Stoff und Energie werden ausgetauscht. Geschlossen: nur Energie. Isoliert: weder Stoff noch Energie. Eine ideale Thermoskanne ist isoliert.

Prüfe zwei Fragen getrennt: Tritt Stoff durch die Grenze? Tritt Wärme durch die Grenze?

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Welcher Systemtyp liegt bei ein 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
  2. ●5
    Eine verschlossene Thermoskanne mit heißem Tee wird als ideal gedämmt betrachtet. Welcher Systemtyp liegt vor?
    Lösung zeigen
    1. Verschlossen: Kein Stoff verlässt die Kanne.
    2. Ideal gedämmt: Auch keine Wärme geht hindurch.
    3. Ohne beides handelt es sich um ein isoliertes System.
    Ergebnis:
    Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und 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

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).
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    500 g Wasser werden von 22,0 auf 30,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = 30,0 − 22,0 = 8,0 K.
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 30,0 − 22,0 = 8,0 K.
    2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 16.720 J.
    3. Das sind 16,72 kJ.
    Ergebnis:
    16,72 kJ
  2. ●8
    Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 8360 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 = 8360 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 4 K
    Ergebnis:
    4 K
  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

Bei der Verbrennung von 0,50 mol Methan werden 445 kJ frei. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Verbrennungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
  2. 445 kJ : 0,50 mol
  3. = 890 kJ/mol
  1. Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
  2. 445 kJ : 0,50 mol
  3. = 890 kJ/mol
Ergebnis:
890 kJ/mol

AchtungWärme nicht durch die Stoffmenge geteilt

So nicht
Bei 0,50 mol werden 445 kJ frei, die molare Enthalpie ist 445 kJ/mol.
So richtig
Molar heißt je mol: 445 kJ : 0,50 mol = 890 kJ/mol.

Berechne zuerst die Stoffmenge. Teile dann die Wärme durch diese Stoffmenge.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Beim Lösen von wasserfreies Calciumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    So fängst du an:
    Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
    Lösung zeigen
    1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
    2. Das System gibt Wärme ab.
    3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
    Ergebnis:
    Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  2. ●11
    Beim Lösen von 12,00 g Harnstoff (60 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 3,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 12,00 g : 60 g/mol = 0,20 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 3,00 kJ : 0,20 mol.
    3. = 15 kJ/mol
    Ergebnis:
    15 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: CO + ½ O₂ → CO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CO) = −111 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?
Schritt für Schritt
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −394 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −111 kJ.
  3. ΔrH = −283 kJ, der Betrag ist 283 kJ.
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −394 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −111 kJ.
  3. ΔrH = −283 kJ, der Betrag ist 283 kJ.
Ergebnis:
283 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
    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?
    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) = −792 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −594 kJ.
    3. ΔrH = −198 kJ, der Betrag ist 198 kJ.
    Ergebnis:
    198 kJ
  2. ●14
    Gleichung: C₂H₂ + 2 H₂ → C₂H₆. Bildungsenthalpien: ΔfH(C₂H₂) = 227 kJ/mol, ΔfH(C₂H₆) = −85 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) = −85 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 227 kJ.
    3. ΔrH = −312 kJ, der Betrag ist 312 kJ.
    Ergebnis:
    312 kJ
  3. ★15
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −40 kJ, also werden 40 kJ frei.
    Ergebnis:
    40 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
  1. Natrium ist positiv geladen.
  2. Es wird von der negativen Seite des Wassers angezogen, dem Sauerstoff.
  3. Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung.
  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

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

  1. ○16
    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
  2. ●17
    Beim Lösen von Natriumhydroxid 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
  3. ★18
    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

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)

Kaliumchlorid: Gitterenthalpie +717 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    Kaliumbromid: Gitterenthalpie +682 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 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 = 20 kJ/mol − 682 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −662 kJ/mol, der Betrag ist 662 kJ/mol.
    Ergebnis:
    662 kJ/mol
  2. ●20
    Lithiumchlorid löst sich exotherm, obwohl seine Gitterenthalpie größer ist als bei Kaliumchlorid. Wie lässt sich das erklären?
    Lösung zeigen
    1. Kleine Ionen tragen ihre Ladung auf kleinem Raum.
    2. Sie ziehen Wassermoleküle stärker an.
    3. Die Hydratationsenthalpie ist betragsmäßig größer als die Gitterenthalpie.
    Ergebnis:
    Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert
  3. ★21
    Calciumchlorid: Gitterenthalpie +2258 kJ/mol, Lösungsenthalpie −83 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    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

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)

Welcher Vorgang ist mit einer Zunahme der Entropie des Systems verbunden?
Schritt für Schritt
  1. Entropie wächst mit der Zahl der Anordnungsmöglichkeiten.
  2. Gasteilchen haben viel mehr davon als Flüssigkeitsteilchen.
  3. Beim Verdampfen nimmt die Entropie zu.
  1. Entropie wächst mit der Zahl der Anordnungsmöglichkeiten.
  2. Gasteilchen haben viel mehr davon als Flüssigkeitsteilchen.
  3. Beim Verdampfen nimmt die Entropie zu.
Ergebnis:
Verdampfen von Wasser zu Wasserdampf

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

  1. ○22
    Wie ändert sich bei H₂O(s) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Aus dem geordneten Eis wird eine Flüssigkeit.
    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
  2. ●23
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g)? S° in J/(mol · K): H₂O₂ 110, H₂O(l) 70, O₂ 205.
    Lösung zeigen
    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)
  3. ★24
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für H₂O(l) → H₂O(g)? S° in J/(mol · K): H₂O(l) 70, H₂O(g) 189.
    Lösung zeigen
    1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ S(Produkte) = 189 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 70 J/(mol · K).
    3. ΔrS = 119 J/(mol · K), der Betrag ist 119 J/(mol · K).
    Ergebnis:
    119 J/(mol · K)

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
  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)
  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

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
    C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 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 = −137 kJ/mol : −0,122 kJ/(mol · K)
    3. T = 1123 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1123 K
  2. ●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
  3. ★27
    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

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 Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?
    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. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein Lagerfeuer im Freien vor?
    Lösung zeigen
    1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
    2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
    3. Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.
    Ergebnis:
    Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  3. ●30
    50 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
    1. ΔT = 27,0 − 22,0 = 5,0 K.
    2. Q = 50 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 1045 J.
    3. Das sind 1,04 kJ.
    Ergebnis:
    1,04 kJ
  4. ●31
    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
  5. ●32
    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
  6. ●33
    H₂O(l) → H₂O(g) hat ΔrH = 44 kJ/mol und ΔrS = 119 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 = 44 kJ/mol : 0,119 kJ/(mol · K)
    3. T = 370 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    370 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 200 kJ und die Produkte bei 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    200 kJ

  2. 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 Stoff noch Energie

  3. Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.

    36
    250 g Wasser werden von 20,0 auf 28,0 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 15,00 g Harnstoff (60 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 3,75 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
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 70 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    80 kJ

  6. 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 Wärmeenergie an die Umgebung ab

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

    40
    Lithiumbromid: Gitterenthalpie +807 kJ/mol, Lösungsenthalpie −48 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    855 kJ/mol

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

    41
    Wie ändert sich bei 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten

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

    42
    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
    Ergebnis:
    954 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. 180 kJ
  2. 180 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
  5. Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 16,72 kJ
  8. 4 K
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  11. 15 kJ/mol
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 198 kJ
  14. 312 kJ
  15. 40 kJ
  16. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  17. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  18. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  19. 662 kJ/mol
  20. Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert
  21. 2341 kJ/mol
  22. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  23. 125 J/(mol · K)
  24. 119 J/(mol · K)
  25. 1123 K
  26. 776 K
  27. 1059 K
  28. Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
  29. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  30. 1,04 kJ
  31. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  32. 891 kJ
  33. 370 K
  34. 200 kJ
  35. Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  36. 8,36 kJ
  37. 15 kJ/mol
  38. 80 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  40. 855 kJ/mol
  41. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  42. 954 K