Chemie · Klasse 12 · Kapitel

Andere Zahlen Üben Basiswissen Alle 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 Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?

Schritt für Schritt

Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
Das nennt man exotherm.

Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
Das nennt man exotherm.

Ergebnis:

Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung

AchtungExotherm und endotherm vertauscht

So nicht

Exotherm bedeutet, die Reaktion braucht Wärme. Endotherm bedeutet, sie gibt Wärme ab.

So richtig

Exotherm: Das System gibt Wärme an die Umgebung ab. Endotherm: Es nimmt Wärme aus der Umgebung auf.

Frag dich: Wird die Umgebung wärmer oder kälter? Ordne danach exotherm oder endotherm zu.

ÜbenJetzt du

○1
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?
So fängst du an:
Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Lösung zeigen
1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 90 kJ bis zum Gipfel bei 150 kJ.
3. Ea = 150 kJ − (90 kJ) = 60 kJ
Ergebnis:
60 kJ
●2
Welche Beschreibung gehört zu einer endothermen Reaktion?
Lösung zeigen
1. Endotherm heißt: Das System nimmt Energie auf.
2. Dann haben die Produkte mehr Energie als die Edukte.
3. Sie liegen im Diagramm höher.
Ergebnis:
Die Produkte liegen höher als die Edukte
★3
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 250 kJ und die Produkte bei 30 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 250 kJ.
3. Ea = 250 kJ − 0 kJ = 250 kJ
Ergebnis:
250 kJ

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

MerkenErster Hauptsatz und Systeme

Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.

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

BeispielHauptsatz, Systeme und Teilchenbewegung

Welcher Systemtyp liegt bei ein Teller mit heißer Suppe 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 Stoff und Energie

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 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
★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

300 g Wasser werden von 20,0 auf 25,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).

Schritt für Schritt

ΔT = 25,0 − 20,0 = 5,0 K.
Q = 300 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 6270 J.
Das sind 6,27 kJ.

ΔT = 25,0 − 20,0 = 5,0 K.
Q = 300 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 6270 J.
Das sind 6,27 kJ.

Ergebnis:

6,27 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
300 g Wasser werden von 21,0 auf 26,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
So fängst du an:
ΔT = 26,0 − 21,0 = 5,0 K.
Lösung zeigen
1. ΔT = 26,0 − 21,0 = 5,0 K.
2. Q = 300 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 6270 J.
3. Das sind 6,27 kJ.
Ergebnis:
6,27 kJ
●8
300 g Wasser werden von 21,0 auf 29,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. ΔT = 29,0 − 21,0 = 8,0 K.
2. Q = 300 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 10.032 J.
3. Das sind 10,03 kJ.
Ergebnis:
10,03 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 40,00 g Ammoniumnitrat (80 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 13,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?

Schritt für Schritt

n = 40,00 g : 80 g/mol = 0,50 mol.
ΔLH = Q : n = 13,00 kJ : 0,50 mol.
= 26 kJ/mol

n = 40,00 g : 80 g/mol = 0,50 mol.
ΔLH = Q : n = 13,00 kJ : 0,50 mol.
= 26 kJ/mol

Ergebnis:

26 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

○10
Welcher Stoff hat per Definition die Standardbildungsenthalpie 0 kJ/mol?
So fängst du an:
Die Nullstufe liegt bei den Elementen.
Lösung zeigen
1. Die Nullstufe liegt bei den Elementen.
2. Gemeint ist ihre stabilste Form unter Standardbedingungen.
3. Bei Sauerstoff ist das O₂(g).
Ergebnis:
Sauerstoff als O₂(g)
●11
Beim Lösen von Ammoniumnitrat 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

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?

Schritt für Schritt

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
ΔrH = (−394 + 2 · (−286)) − (−75) kJ/mol.
ΔrH = −891 kJ/mol, also werden 891 kJ frei.

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
ΔrH = (−394 + 2 · (−286)) − (−75) kJ/mol.
ΔrH = −891 kJ/mol, also werden 891 kJ frei.

Ergebnis:

891 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 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
So fängst du an:
Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
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
●14
Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
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
★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 Magnesiumsulfat 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 Kaliumiodid 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 Kaliumbromid 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
★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)

Kaliumbromid: Gitterenthalpie +682 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?

Schritt für Schritt

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = 20 kJ/mol − 682 kJ/mol.
ΔHydrH = −662 kJ/mol, der Betrag ist 662 kJ/mol.

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = 20 kJ/mol − 682 kJ/mol.
ΔHydrH = −662 kJ/mol, der Betrag ist 662 kJ/mol.

Ergebnis:

662 kJ/mol

AchtungNur einen Anteil der Lösungsenthalpie berücksichtigt

So nicht

Die Lösungsenthalpie entspricht der Hydratationsenthalpie, das Gitter zählt nicht.

So richtig

Das Gitter muss zuerst getrennt werden. Beide Anteile gehören zur Summe: ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH.

Nenne die beiden Schritte des Lösens und ordne jedem den Energiebedarf oder die Energieabgabe zu.

ÜbenJetzt du

○19
Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Lösungsenthalpie +4 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 = 4 kJ/mol − 787 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −783 kJ/mol, der Betrag ist 783 kJ/mol.
Ergebnis:
783 kJ/mol
●20
Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?
Lösung zeigen
1. Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
2. Schritt 2: Die Ionen werden hydratisiert, das setzt Energie frei (negativ).
3. Die Summe beider Schritte ist die Lösungsenthalpie.
Ergebnis:
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
★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 ändert sich bei Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) die Entropie des Systems?

Schritt für Schritt

Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
Die Entropie nimmt ab.

Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
Die Entropie nimmt ab.

Ergebnis:

Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten

AchtungVorzeichen der Entropieänderung falsch beurteilt

So nicht

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

So richtig

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

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

ÜbenJetzt du

○22
Wie groß ist der Betrag von ΔrS für N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)? S° in J/(mol · K): N₂ 192, H₂ 131, NH₃ 193.
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) = 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)
●23
Wie groß ist der Betrag von ΔrS für C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)? S° in J/(mol · K): C₂H₄ 220, H₂ 131, C₂H₆ 229.
Lösung zeigen
1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ S(Produkte) = 229 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 351 J/(mol · K).
3. ΔrS = −122 J/(mol · K), der Betrag ist 122 J/(mol · K).
Ergebnis:
122 J/(mol · K)
★24
Wie ändert sich bei CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Es entsteht ein Gas aus einem Feststoff.
2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt zu.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten

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)

CaCO₃ → CaO + CO₂ hat ΔrH = 178 kJ/mol und ΔrS = 161 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 = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
T = 1106 K (oberhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
T = 1106 K (oberhalb freiwillig)

Ergebnis:

1106 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
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ hat ΔrH = −198 kJ/mol und ΔrS = −187 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 = −198 kJ/mol : −0,187 kJ/(mol · K)
3. T = 1059 K (unterhalb freiwillig)
Ergebnis:
1059 K
●26
PCl₅ → PCl₃ + Cl₂ hat ΔrH = 88 kJ/mol und ΔrS = 170 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 = 88 kJ/mol : 0,170 kJ/(mol · K)
3. T = 518 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
518 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 180 kJ und die Produkte bei 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Lösung zeigen
1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
3. Ea = 180 kJ − 0 kJ = 180 kJ
Ergebnis:
180 kJ
●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
●30
50 g Wasser werden von 22,0 auf 24,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
1. ΔT = 24,5 − 22,0 = 2,5 K.
2. Q = 50 g · 4,18 J/(g · K) · 2,5 K = 523 J.
3. Das sind 0,52 kJ.
Ergebnis:
0,52 kJ
●31
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
●32
Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
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
●33
Wie ändert sich bei N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Aus vier Gasteilchen werden zwei.
2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt ab.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten

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 200 kJ und die Produkte bei −120 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
Ergebnis:
320 kJ
Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.
35
Eine verschlossene Thermoskanne mit heißem Tee wird als ideal gedämmt betrachtet. Welcher Systemtyp liegt vor?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
36
Ein Kalorimeter mit 250 g Wasser nimmt 20.900 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
Lösung zeigen
Ergebnis:
20 K
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
26 kJ/mol
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
38
Gleichung: Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(Fe₂O₃) = −824 kJ/mol, 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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
25 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
39
Beim Lösen von Natriumhydroxid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).
40
Kaliumbromid: Gitterenthalpie +682 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
662 kJ/mol
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
Wie ändert sich bei H₂O(s) → H₂O(l) 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
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
Ergebnis:
370 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

60 kJ
Die Produkte liegen höher als die Edukte
250 kJ
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
6,27 kJ
10,03 kJ
0,55 J/(g · K)
Sauerstoff als O₂(g)
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
15,4 kJ/mol
60 kJ
Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
283 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
783 kJ/mol
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
199 J/(mol · K)
122 J/(mol · K)
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
1059 K
518 K
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
180 kJ
Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
0,52 kJ
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
890 kJ/mol
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
320 kJ
Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
20 K
26 kJ/mol
25 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
662 kJ/mol
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
370 K