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 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

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 120 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 120 kJ.
3. Ea = 120 kJ − 0 kJ = 120 kJ
Ergebnis:
120 kJ
●2
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 Rückreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau −60 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
3. Ea = 180 kJ − (−60 kJ) = 240 kJ
Ergebnis:
240 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 eine ideal gedämmte Thermoskanne mit Deckel vor?

Schritt für Schritt

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.

Ergebnis:

Isoliertes System, weder Materie noch 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
Holz verbrennt, und es scheint Energie zu verschwinden. Was sagt der erste Hauptsatz der Thermodynamik?
So fängst du an:
Die Energie im Holz ist chemische Energie.
Lösung zeigen
1. Die Energie im Holz ist chemische Energie.
2. Beim Brennen entstehen Wärme und Licht.
3. Zusammen ist die Energiemenge unverändert.
Ergebnis:
Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
●5
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 Materie und 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

50 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).

Schritt für Schritt

ΔT = 30,0 − 22,0 = 8,0 K.
Q = 50 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 1672 J.
Das sind 1,67 kJ.

ΔT = 30,0 − 22,0 = 8,0 K.
Q = 50 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 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
In einem Kalorimeter steigt die Temperatur von 100 g Wasser um 3,5 K. Bestimme: Welche Wärme hat die Reaktion abgegeben? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. Q = m · c · ΔT.
2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 1463 J.
3. In Kilojoule: 1,46 kJ.
Ergebnis:
1,46 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 13,38 g Ammoniumchlorid (53,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 3,75 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?

Schritt für Schritt

n = 13,38 g : 53,5 g/mol = 0,25 mol.
ΔLH = Q : n = 3,75 kJ : 0,25 mol.
= 15 kJ/mol

n = 13,38 g : 53,5 g/mol = 0,25 mol.
ΔLH = Q : n = 3,75 kJ : 0,25 mol.
= 15 kJ/mol

Ergebnis:

15 kJ/mol

AchtungDurch die Masse statt durch die Stoffmenge geteilt

So nicht

1,54 kJ : 6,0 g = 0,26 kJ/mol.

So richtig

Die Stoffmenge ist n = m : M = 6,0 g : 60 g/mol = 0,10 mol. Dann 1,54 kJ : 0,10 mol = 15,4 kJ/mol.

Rechne die Masse mit der Molmasse in mol um, bevor du teilst. Prüfe, dass im Nenner die Einheit mol steht.

ÜbenJetzt du

○10
Beim Lösen von 53,00 g wasserfreies Natriumcarbonat (106 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 13,00 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
So fängst du an:
n = 53,00 g : 106 g/mol = 0,50 mol.
Lösung zeigen
1. n = 53,00 g : 106 g/mol = 0,50 mol.
2. ΔLH = Q : n = 13,00 kJ : 0,50 mol.
3. = 26 kJ/mol
Ergebnis:
26 kJ/mol
●11
Beim Lösen von 29,75 g Kaliumbromid (119 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 5,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 29,75 g : 119 g/mol = 0,25 mol.
2. ΔLH = Q : n = 5,00 kJ : 0,25 mol.
3. = 20 kJ/mol
Ergebnis:
20 kJ/mol
★12
Beim Lösen von 21,20 g Lithiumchlorid (42,4 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 18,50 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 21,20 g : 42,4 g/mol = 0,50 mol.
2. ΔLH = Q : n = 18,50 kJ : 0,50 mol.
3. = 37 kJ/mol
Ergebnis:
37 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 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?

Schritt für Schritt

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = 66 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 180 kJ.
ΔrH = −114 kJ, der Betrag ist 114 kJ.

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = 66 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 180 kJ.
ΔrH = −114 kJ, der Betrag ist 114 kJ.

Ergebnis:

114 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
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?
So fängst du an:
Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +70 kJ.
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
●14
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 30 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +30 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −120 kJ, also werden 120 kJ frei.
Ergebnis:
120 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 Kaliumchlorid 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 Wärmeenergie an die Umgebung ab
●17
Beim Lösen von Calciumchlorid in Wasser wird die Lösung warm. Was gilt für die molare Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. Die Lösung wird warm: Das System gibt Wärme ab.
2. Abgabe von Wärme bedeutet eine negative Enthalpieänderung.
3. Die Lösungsenthalpie ist negativ.
Ergebnis:
Sie ist negativ, das System gibt Wärme 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)

Kaliumfluorid: Gitterenthalpie +829 kJ/mol, Lösungsenthalpie −18 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?

Schritt für Schritt

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −18 kJ/mol − 829 kJ/mol.
ΔHydrH = −847 kJ/mol, der Betrag ist 847 kJ/mol.

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = −18 kJ/mol − 829 kJ/mol.
ΔHydrH = −847 kJ/mol, der Betrag ist 847 kJ/mol.

Ergebnis:

847 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
Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 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 = −155 kJ/mol − 2526 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −2681 kJ/mol, der Betrag ist 2681 kJ/mol.
Ergebnis:
2681 kJ/mol
●20
Rubidiumchlorid: Gitterenthalpie +680 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
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
★21
Kaliumchlorid: Gitterenthalpie +717 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
2. ΔHydrH = 17 kJ/mol − 717 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −700 kJ/mol, der Betrag ist 700 kJ/mol.
Ergebnis:
700 kJ/mol

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

Entropie wächst mit der Zahl der Anordnungsmöglichkeiten.
Gasteilchen haben viel mehr davon als Flüssigkeitsteilchen.
Beim Verdampfen nimmt die Entropie zu.

Entropie wächst mit der Zahl der Anordnungsmöglichkeiten.
Gasteilchen haben viel mehr davon als Flüssigkeitsteilchen.
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

○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 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
1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ S(Produkte) = 354 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 596 J/(mol · K).
3. ΔrS = −242 J/(mol · K), der Betrag ist 242 J/(mol · K).
Ergebnis:
242 J/(mol · K)
★24
Wie ändert sich bei NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Aus einem Feststoff entstehen zwei Gase.
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 NO + O₂ → 2 NO₂ hat ΔrH = −114 kJ/mol und ΔrS = −147 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 = −114 kJ/mol : −0,147 kJ/(mol · K)
T = 776 K (unterhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = −114 kJ/mol : −0,147 kJ/(mol · K)
T = 776 K (unterhalb freiwillig)

Ergebnis:

776 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
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?
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
★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 150 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 150 kJ.
3. Ea = 150 kJ − (90 kJ) = 60 kJ
Ergebnis:
60 kJ
●29
Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 1672 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. ΔT = Q : (m · c).
2. ΔT = 1672 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 4 K
Ergebnis:
4 K
●30
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −60 kJ, also werden 60 kJ frei.
Ergebnis:
60 kJ
●31
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
●32
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
●33
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)

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 70 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
Ergebnis:
50 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
200 g Wasser werden von 19,0 auf 20,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
Ergebnis:
1,25 kJ
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
Beim Lösen von 10,10 g Kaliumnitrat (101 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 3,50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
35 kJ/mol
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
38
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 120 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 70 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
50 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
39
Welche Wechselwirkung hält ein Natriumion in der Hydrathülle fest?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).
40
Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
Wie ändert sich bei CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
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

120 kJ
240 kJ
Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
2,09 kJ
1,46 kJ
0,55 J/(g · K)
26 kJ/mol
20 kJ/mol
37 kJ/mol
230 kJ
120 kJ
283 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
2681 kJ/mol
663 kJ/mol
700 kJ/mol
147 J/(mol · K)
242 J/(mol · K)
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
Wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔrG negativ ist
618 K
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
60 kJ
4 K
60 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
4 kJ/mol
119 J/(mol · K)
50 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
1,25 kJ
35 kJ/mol
50 kJ
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
1059 K