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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 120 kJ und die Produkte bei −60 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Schritt für Schritt
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau −60 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
  3. Ea = 120 kJ − (−60 kJ) = 180 kJ
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau −60 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
  3. Ea = 120 kJ − (−60 kJ) = 180 kJ
Ergebnis:
180 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. ○1
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ und die Produkte bei 70 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 70 kJ bis zum Gipfel bei 150 kJ.
    3. Ea = 150 kJ − (70 kJ) = 80 kJ
    Ergebnis:
    80 kJ
  2. ●2
    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
  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

Holz verbrennt, und es scheint Energie zu verschwinden. Was sagt der erste Hauptsatz der Thermodynamik?
Schritt für Schritt
  1. Die Energie im Holz ist chemische Energie.
  2. Beim Brennen entstehen Wärme und Licht.
  3. Zusammen ist die Energiemenge unverändert.
  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

AchtungEnergie geht verloren

So nicht
Beim Verbrennen wird Energie verbraucht und ist danach weg.
So richtig
Die Gesamtenergie bleibt erhalten. Sie liegt nach dem Verbrennen als Wärme und Licht in der Umgebung vor und verteilt sich.

Schreib eine Energiebilanz mit zwei Spalten: vorher und nachher. Trage in beide Spalten alle Energieformen ein.

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Eine verschlossene Thermoskanne mit heißem Tee wird als ideal gedämmt betrachtet. Welcher Systemtyp liegt vor?
    So fängst du an:
    Verschlossen: Kein Stoff verlässt die Kanne.
    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
  2. ●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
  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

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).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 4180 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 2 K
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 4180 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 2 K
Ergebnis:
2 K

AchtungMassen von Wasser und Probe vertauscht

So nicht
Das Wasser hat 80 g, das Metall 200 g, deshalb setze ich es so ein.
So richtig
Die Masse in der Gleichung gehört zum Körper, der Wärme aufnimmt oder abgibt. Wasser: 200 g, Metall: 80 g.

Schreib die Gleichung für jeden Körper getrennt auf, mit seiner eigenen Masse und seinem eigenen c.

ÜbenJetzt du

  1. ○7
    200 g Wasser werden von 20,0 auf 21,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = 21,5 − 20,0 = 1,5 K.
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 21,5 − 20,0 = 1,5 K.
    2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 1,5 K = 1254 J.
    3. Das sind 1,25 kJ.
    Ergebnis:
    1,25 kJ
  2. ●8
    400 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 = 400 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 8360 J.
    3. Das sind 8,36 kJ.
    Ergebnis:
    8,36 kJ
  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 Kaliumchlorid 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. ●11
    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
  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: 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
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = 66 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 180 kJ.
  3. ΔrH = −114 kJ, der Betrag ist 114 kJ.
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = 66 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 180 kJ.
  3. 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

  1. ○13
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 200 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    So fängst du an:
    Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −160 kJ, also werden 160 kJ frei.
    Ergebnis:
    160 kJ
  2. ●14
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −150 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −90 kJ, also werden 90 kJ frei.
    Ergebnis:
    90 kJ
  3. ★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 Lithiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Schritt für Schritt
  1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
  2. Das System gibt Wärme ab.
  3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
  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

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

  1. ○16
    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. ●17
    Was geschieht beim Lösen von Natriumchlorid in Wasser auf der Teilchenebene?
    Lösung zeigen
    1. Wassermoleküle sind Dipole.
    2. Sie lagern sich mit ihren Polen an die Ionen an der Oberfläche.
    3. So lösen sie die Ionen einzeln aus dem Gitter.
    Ergebnis:
    Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
  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)

Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Lösungsenthalpie +4 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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

  1. ○19
    Rubidiumchlorid: Gitterenthalpie +680 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 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 = 17 kJ/mol − 680 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −663 kJ/mol, der Betrag ist 663 kJ/mol.
    Ergebnis:
    663 kJ/mol
  2. ●20
    Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    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
  3. ★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)

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.
Schritt für Schritt
  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).
  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)

AchtungEduktsumme nicht abgezogen

So nicht
Es genügt der Wert des Produkts: ΔrH = −85 kJ/mol.
So richtig
Produkte minus Edukte: −85 − 52 = −137 kJ/mol. Die Edukte gehören in die Rechnung.

Schreib die Gleichung mit beiden Summen auf: zuerst die Produktsumme, dann die Eduktsumme.

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Wie ändert sich bei 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Aus einer Flüssigkeit entstehen drei Gasteilchen.
    Lösung zeigen
    1. Aus einer Flüssigkeit entstehen drei Gasteilchen.
    2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt zu.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  2. ●23
    Wie ändert sich bei H₂O(g) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Aus einem Gas wird eine Flüssigkeit.
    2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt ab.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
  3. ★24
    In einem Kühlschrank nimmt die Entropie des Innenraums ab. Ist das ein Widerspruch zum zweiten Hauptsatz?
    Lösung zeigen
    1. Der Innenraum gibt Wärme und Entropie an die Küche ab.
    2. Dort steigt die Entropie stärker, als sie innen sinkt.
    3. Die Gesamtentropie wächst, der Hauptsatz gilt.
    Ergebnis:
    Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr

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

MerkenGibbs-Helmholtz-Gleichung (Leistungskurs)

ΔrG = ΔrH − T · ΔrS. Negatives ΔrG heißt freiwillig.

Die Grenztemperatur ist T = ΔrH : ΔrS, mit ΔrS in kJ.

BeispielGibbs-Helmholtz-Gleichung und Spontaneität (Leistungskurs)

NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) hat ΔrH = +176 kJ/mol und ΔrS = +285 J/(mol · K). Bestimme: Oberhalb welcher Temperatur läuft die Zersetzung freiwillig ab?
Schritt für Schritt
  1. Grenze bei ΔrG = 0: T = ΔrH : ΔrS.
  2. T = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K).
  3. T = 618 K
  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

AchtungGrenztemperatur in Grad Celsius gerechnet

So nicht
Die Zersetzung läuft ab 833 K freiwillig.
So richtig
T = ΔH : ΔS = 1106 K. In Grad Celsius sind das 833 Grad Celsius.

Rechne mit Kelvin und gib die Einheit an. Wandle nur am Ende um, wenn Grad Celsius verlangt sind.

ÜbenJetzt du

  1. ○25
    N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ hat ΔrH = −92 kJ/mol und ΔrS = −199 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 = −92 kJ/mol : −0,199 kJ/(mol · K)
    3. T = 462 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    462 K
  2. ●26
    CaCO₃ → CaO + CO₂ hat ΔrH = 178 kJ/mol und ΔrS = 161 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 = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
    3. T = 1106 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1106 K
  3. ★27
    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

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 Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 200 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 200 kJ.
    3. Ea = 200 kJ − (−90 kJ) = 290 kJ
    Ergebnis:
    290 kJ
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein mit Stopfen verschlossenes Reagenzglas im Wasserbad vor?
    Lösung zeigen
    1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
    2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
    3. Ergebnis: Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht.
    Ergebnis:
    Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  3. ●30
    300 g Wasser werden von 18,0 auf 21,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 21,5 − 18,0 = 3,5 K.
    2. Q = 300 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 4389 J.
    3. Das sind 4,39 kJ.
    Ergebnis:
    4,39 kJ
  4. ●31
    Beim Lösen von 8,30 g Kaliumiodid (166 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 1,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 8,30 g : 166 g/mol = 0,05 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 1,00 kJ : 0,05 mol.
    3. = 20 kJ/mol
    Ergebnis:
    20 kJ/mol
  5. ●32
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 100 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 70 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −100 kJ, Schritt 2: +70 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −30 kJ, also werden 30 kJ frei.
    Ergebnis:
    30 kJ
  6. ●33
    Kaliumfluorid: Gitterenthalpie +829 kJ/mol, Lösungsenthalpie −18 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    2. ΔHydrH = −18 kJ/mol − 829 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −847 kJ/mol, der Betrag ist 847 kJ/mol.
    Ergebnis:
    847 kJ/mol

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 250 kJ und die Produkte bei 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    250 kJ

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

    35
    Welcher Systemtyp liegt bei ein fest verschlossener Dampfdrucktopf auf dem Herd vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht

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

    36
    Ein Kalorimeter mit 250 g Wasser nimmt 10.450 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    10 K

  4. 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

  5. Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.

    38
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    114 kJ

  6. Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.

    39
    Beim Lösen von Lithiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab

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

    40
    Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    890 kJ/mol

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

    41
    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
    Ergebnis:
    125 J/(mol · K)

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

    42
    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
    Ergebnis:
    618 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. 80 kJ
  2. 180 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
  5. Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 1,25 kJ
  8. 8,36 kJ
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  11. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 160 kJ
  14. 90 kJ
  15. 283 kJ
  16. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  17. Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
  18. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  19. 663 kJ/mol
  20. 2681 kJ/mol
  21. 700 kJ/mol
  22. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  23. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 462 K
  26. 1106 K
  27. 776 K
  28. 290 kJ
  29. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  30. 4,39 kJ
  31. 20 kJ/mol
  32. 30 kJ
  33. 847 kJ/mol
  34. 250 kJ
  35. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  36. 10 K
  37. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  38. 114 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  40. 890 kJ/mol
  41. 125 J/(mol · K)
  42. 618 K