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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 −40 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 120 kJ.
  3. Ea = 120 kJ − 0 kJ = 120 kJ
  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

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 150 kJ und die Produkte bei 30 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 150 kJ.
    3. Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ
    Ergebnis:
    150 kJ
  2. ●2
    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 Hinreaktion?
    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
  3. ★3
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 200 kJ und die Produkte bei 50 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 200 kJ.
    3. Ea = 200 kJ − 0 kJ = 200 kJ
    Ergebnis:
    200 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
  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 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

  1. ○4
    Wasser wird von 20 auf 60 Grad Celsius erwärmt. Was geschieht auf der Teilchenebene?
    So fängst du an:
    Erwärmen heißt, Energie zuzuführen.
    Lösung zeigen
    1. Erwärmen heißt, Energie zuzuführen.
    2. Die Teilchen bewegen sich im Mittel schneller.
    3. Die Temperatur misst diese mittlere kinetische Energie.
    Ergebnis:
    Die mittlere kinetische Energie der Teilchen steigt
  2. ●5
    Holz verbrennt, und es scheint Energie zu verschwinden. Was sagt der erste Hauptsatz der Thermodynamik?
    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
  3. ★6
    Welcher Systemtyp liegt bei eine ungeöffnete Konservendose im Regal 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

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

100 g Wasser werden von 21,0 auf 27,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = 27,0 − 21,0 = 6,0 K.
  2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 6,0 K = 2508 J.
  3. Das sind 2,51 kJ.
  1. ΔT = 27,0 − 21,0 = 6,0 K.
  2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 6,0 K = 2508 J.
  3. Das sind 2,51 kJ.
Ergebnis:
2,51 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

  1. ○7
    400 g Wasser werden von 20,0 auf 22,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = 22,0 − 20,0 = 2,0 K.
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 22,0 − 20,0 = 2,0 K.
    2. Q = 400 g · 4,18 J/(g · K) · 2,0 K = 3344 J.
    3. Das sind 3,34 kJ.
    Ergebnis:
    3,34 kJ
  2. ●8
    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
    1. ΔT = Q : (m · c).
    2. ΔT = 10.450 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 10 K
    Ergebnis:
    10 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

Beim Lösen von 20,20 g Kaliumnitrat (101 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 7,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. n = 20,20 g : 101 g/mol = 0,20 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 7,00 kJ : 0,20 mol.
  3. = 35 kJ/mol
  1. n = 20,20 g : 101 g/mol = 0,20 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 7,00 kJ : 0,20 mol.
  3. = 35 kJ/mol
Ergebnis:
35 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 8,00 g Natriumhydroxid (40 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 9,00 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    So fängst du an:
    n = 8,00 g : 40 g/mol = 0,20 mol.
    Lösung zeigen
    1. n = 8,00 g : 40 g/mol = 0,20 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 9,00 kJ : 0,20 mol.
    3. = 45 kJ/mol
    Ergebnis:
    45 kJ/mol
  2. ●11
    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 Wärme an die Umgebung ab
  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

Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
Schritt für Schritt
  1. Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
  2. Elemente in stabiler Form sind der Nullpunkt.
  3. Daher gilt ΔfH(O₂, g) = 0 kJ/mol.
  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

AchtungElemente in der Hess-Rechnung falsch behandelt

So nicht
Sauerstoff ist ein Gas ohne Energie, deshalb zählt er nicht mit.
So richtig
Elemente in stabiler Form haben ΔfH = 0. Sie stehen in der Rechnung mit dem Wert null.

Schreib die Elemente mit 0 kJ/mol auf, statt sie wegzulassen. Prüfe, dass ihre Koeffizienten stimmen.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 100 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: −100 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −100 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −80 kJ, also werden 80 kJ frei.
    Ergebnis:
    80 kJ
  2. ●14
    Eine Reaktion A → C verläuft direkt mit 100 kJ Wärmeabgabe. Auf dem Umweg A → B → C werden im ersten Schritt 60 kJ frei. Bestimme: Wie viel Wärme wird im Schritt B → C frei?
    Lösung zeigen
    1. Nach Hess ist die Summe der Teilschritte gleich der Gesamtreaktion.
    2. 100 kJ = 60 kJ + x.
    3. x = 40 kJ
    Ergebnis:
    40 kJ
  3. ★15
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 300 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −250 kJ, also werden 250 kJ frei.
    Ergebnis:
    250 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 Harnstoff in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Schritt für Schritt
  1. Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
  2. Das System nimmt Wärme auf.
  3. Die Enthalpieänderung ist positiv.
  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

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 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 Wärme an die Umgebung ab
  2. ●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
  3. ★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)

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

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
    Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    So fängst du an:
    ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    2. ΔHydrH = −37 kJ/mol − 853 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −890 kJ/mol, der Betrag ist 890 kJ/mol.
    Ergebnis:
    890 kJ/mol
  2. ●20
    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
  3. ★21
    Die Gitterenthalpie eines Salzes wird bei gleicher Hydratationsenthalpie größer. Wie ändert sich die Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH.
    2. ΔGitterH steigt, ΔHydrH bleibt gleich.
    3. Die Summe wird größer, also positiver.
    Ergebnis:
    Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm

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

MerkenEntropie (Leistungskurs)

Entropie misst die Zahl der Anordnungsmöglichkeiten: ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).

Sie steigt, wenn mehr Gasteilchen entstehen.

BeispielEntropie und zweiter Hauptsatz (Leistungskurs)

Wie groß ist der Betrag von ΔrS für H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)? S° in J/(mol · K): H₂ 131, Cl₂ 223, HCl 187.
Schritt für Schritt
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 374 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 354 J/(mol · K).
  3. ΔrS = 20 J/(mol · K), der Betrag ist 20 J/(mol · K).
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 374 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 354 J/(mol · K).
  3. ΔrS = 20 J/(mol · K), der Betrag ist 20 J/(mol · K).
Ergebnis:
20 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 groß ist der Betrag von ΔrS für H₂O(l) → H₂O(g)? S° in J/(mol · K): H₂O(l) 70, H₂O(g) 189.
    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) = 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)
  2. ●23
    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 Möglichkeiten
  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)

PCl₅ → PCl₃ + Cl₂ hat ΔrH = 88 kJ/mol und ΔrS = 170 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 = 88 kJ/mol : 0,170 kJ/(mol · K)
  3. T = 518 K (oberhalb freiwillig)
  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

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
    N₂O₄ → 2 NO₂ hat ΔrH = 57 kJ/mol und ΔrS = 176 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 = 57 kJ/mol : 0,176 kJ/(mol · K)
    3. T = 324 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    324 K
  2. ●26
    N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ hat ΔrH = −92 kJ/mol und ΔrS = −199 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    1. Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
    2. T = −92 kJ/mol : −0,199 kJ/(mol · K)
    3. T = 462 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    462 K
  3. ★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

  1. ●28
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei −120 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
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch 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
    500 g Wasser werden von 18,0 auf 20,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 20,5 − 18,0 = 2,5 K.
    2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 2,5 K = 5225 J.
    3. Das sind 5,22 kJ.
    Ergebnis:
    5,22 kJ
  4. ●31
    Beim Lösen von 14,90 g Kaliumchlorid (74,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 3,40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 14,90 g : 74,5 g/mol = 0,20 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 3,40 kJ : 0,20 mol.
    3. = 17 kJ/mol
    Ergebnis:
    17 kJ/mol
  5. ●32
    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
  6. ●33
    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

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

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

    35
    Welcher Systemtyp liegt bei ein brennendes Teelicht vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie

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

    36
    300 g Wasser werden von 21,0 auf 24,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    4,39 kJ

  4. Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.

    37
    Beim Lösen von 5,05 g Kaliumnitrat (101 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 1,75 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    35 kJ/mol

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

    38
    Gleichung: C₂H₄ + H₂ → C₂H₆. Bildungsenthalpien: ΔfH(C₂H₄) = 52 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
    Ergebnis:
    137 kJ

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

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

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

    40
    Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    2681 kJ/mol

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

    41
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l)? S° in J/(mol · K): CH₄ 186, O₂ 205, CO₂ 214, H₂O(l) 70.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    242 J/(mol · K)

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

    42
    N₂O₄ → 2 NO₂ hat ΔrH = 57 kJ/mol und ΔrS = 176 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    324 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. 150 kJ
  2. 120 kJ
  3. 200 kJ
  4. Die mittlere kinetische Energie der Teilchen steigt
  5. Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
  6. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  7. 3,34 kJ
  8. 10 K
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. 45 kJ/mol
  11. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 80 kJ
  14. 40 kJ
  15. 250 kJ
  16. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  17. Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
  18. Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
  19. 890 kJ/mol
  20. 700 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. 119 J/(mol · K)
  23. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 324 K
  26. 462 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 180 kJ
  29. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  30. 5,22 kJ
  31. 17 kJ/mol
  32. 312 kJ
  33. Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
  34. 100 kJ
  35. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  36. 4,39 kJ
  37. 35 kJ/mol
  38. 137 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  40. 2681 kJ/mol
  41. 242 J/(mol · K)
  42. 324 K