Chemie · Klasse 12 · Kapitel

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Chemische Thermodynamik: Energie, Enthalpie und Spontaneität

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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 90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?

Schritt für Schritt

Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Der Anstieg reicht vom Niveau 90 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
Ea = 120 kJ − (90 kJ) = 30 kJ

Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Der Anstieg reicht vom Niveau 90 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
Ea = 120 kJ − (90 kJ) = 30 kJ

Ergebnis:

30 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
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 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 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − (70 kJ) = 30 kJ
Ergebnis:
30 kJ
●2
In einem Energiediagramm liegen die Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?
Lösung zeigen
1. Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
2. Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
3. Das nennt man exotherm.
Ergebnis:
Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
★3
Eine Sofort-Kältekompresse wird beim Knicken kalt. Was gilt für die Energie des Systems?
Lösung zeigen
1. Die Kompresse fühlt sich kalt an: Der Haut wird Wärme entzogen.
2. Das System nimmt diese Wärme auf.
3. Seine Enthalpie steigt, der Vorgang ist endotherm.
Ergebnis:
Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt

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

MerkenErster Hauptsatz und Systeme

Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.

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

BeispielHauptsatz, Systeme und Teilchenbewegung

Welcher Systemtyp liegt bei ein ideal gedämmtes Kalorimeter 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 Stoff noch 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 eine ungeöffnete Konservendose im Regal 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
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
★6
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

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 200 g Wasser nimmt 4180 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).

Schritt für Schritt

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 4180 J : (200 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 5 K

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 4180 J : (200 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 5 K

Ergebnis:

5 K

AchtungSpezifische Wärmekapazität vergessen

So nicht

Q = m · ΔT, also 100 g · 3,5 K = 350 J.

So richtig

Q = m · c · ΔT = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 1463 J. Die Wärmekapazität gehört in die Gleichung.

Prüfe die Einheiten: Joule ergeben sich nur, wenn g, J/(g · K) und K zusammenkommen.

ÜbenJetzt du

○7
Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 10.450 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
So fängst du an:
ΔT = Q : (m · c).
Lösung zeigen
1. ΔT = Q : (m · c).
2. ΔT = 10.450 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 5 K
Ergebnis:
5 K
●8
Ein Kalorimeter mit 250 g Wasser nimmt 5225 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 = 5225 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 5 K
Ergebnis:
5 K
★9
Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 2090 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 = 2090 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 5 K
Ergebnis:
5 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 Kaliumiodid 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

○10
Bei der Verbrennung von 0,50 mol Methan werden 445 kJ frei. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Verbrennungsenthalpie?
So fängst du an:
Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
Lösung zeigen
1. Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
2. 445 kJ : 0,50 mol
3. = 890 kJ/mol
Ergebnis:
890 kJ/mol
●11
Beim Lösen von 6,00 g Harnstoff (60 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 1,50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 6,00 g : 60 g/mol = 0,10 mol.
2. ΔLH = Q : n = 1,50 kJ : 0,10 mol.
3. = 15 kJ/mol
Ergebnis:
15 kJ/mol
★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

Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
Elemente in stabiler Form sind der Nullpunkt.
Daher gilt ΔfH(O₂, g) = 0 kJ/mol.

Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
Elemente in stabiler Form sind der Nullpunkt.
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

○13
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 120 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: −120 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −120 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −80 kJ, also werden 80 kJ frei.
Ergebnis:
80 kJ
●14
Gleichung: 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃. Bildungsenthalpien: ΔfH(SO₂) = −297 kJ/mol, ΔfH(SO₃) = −396 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
Lösung zeigen
1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ ΔfH(Produkte) = −792 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −594 kJ.
3. ΔrH = −198 kJ, der Betrag ist 198 kJ.
Ergebnis:
198 kJ
★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 Natriumhydroxid 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

AchtungBeim Lösen ändert sich die Energie nicht

So nicht

Beim Lösen läuft keine Reaktion ab, also gibt es keinen Energieumsatz.

So richtig

Auch ohne neue Stoffe wird Energie umgesetzt: Gitter trennen kostet, Hydratation setzt frei. Die Temperatur zeigt den Unterschied.

Vergleiche die Temperatur vor und nach dem Lösen. Was sagt die Änderung über den Energieumsatz?

ÜbenJetzt du

○16
Beim Lösen von Calciumchlorid in Wasser wird die Lösung warm. Was gilt für die molare Lösungsenthalpie?
So fängst du an:
Die Lösung wird warm: Das System gibt Wärme ab.
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
●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
★18
Beim Lösen von Ammoniumchlorid 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)

Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?

Schritt für Schritt

Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
Schritt 2: Die Ionen werden hydratisiert, das setzt Energie frei (negativ).
Die Summe beider Schritte ist die Lösungsenthalpie.

Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
Schritt 2: Die Ionen werden hydratisiert, das setzt Energie frei (negativ).
Die Summe beider Schritte ist die Lösungsenthalpie.

Ergebnis:

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen

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
Kaliumiodid: Gitterenthalpie +649 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
So fängst du an:
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
2. ΔHydrH = 20 kJ/mol − 649 kJ/mol.
3. ΔHydrH = −629 kJ/mol, der Betrag ist 629 kJ/mol.
Ergebnis:
629 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
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 N₂O₄(g) → 2 NO₂(g)? S° in J/(mol · K): N₂O₄ 304, NO₂ 240.

Schritt für Schritt

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ S(Produkte) = 480 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 304 J/(mol · K).
ΔrS = 176 J/(mol · K), der Betrag ist 176 J/(mol · K).

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ S(Produkte) = 480 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 304 J/(mol · K).
ΔrS = 176 J/(mol · K), der Betrag ist 176 J/(mol · K).

Ergebnis:

176 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

○22
Wie ändert sich bei Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s) die Entropie des Systems?
So fängst du an:
Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
Lösung zeigen
1. Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt ab.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
●23
Wie groß ist der Betrag von ΔrS für 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g)? S° in J/(mol · K): H₂O₂ 110, H₂O(l) 70, O₂ 205.
Lösung zeigen
1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ S(Produkte) = 345 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 220 J/(mol · K).
3. ΔrS = 125 J/(mol · K), der Betrag ist 125 J/(mol · K).
Ergebnis:
125 J/(mol · K)
★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)

CH₄ + H₂O(g) → CO + 3 H₂ hat ΔrH = 206 kJ/mol und ΔrS = 216 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?

Schritt für Schritt

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 206 kJ/mol : 0,216 kJ/(mol · K)
T = 954 K (oberhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 206 kJ/mol : 0,216 kJ/(mol · K)
T = 954 K (oberhalb freiwillig)

Ergebnis:

954 K

AchtungQuotient der Grenztemperatur umgedreht

So nicht

T = ΔS : ΔH.

So richtig

Bei ΔG = 0 gilt ΔH = T · ΔS, also T = ΔH : ΔS.

Löse die Gleichung ΔH − T · ΔS = 0 nach T auf. Schreib jeden Umformungsschritt auf.

ÜbenJetzt du

○25
2 NH₃ → N₂ + 3 H₂ 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 (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
462 K
●26
C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 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 = −137 kJ/mol : −0,122 kJ/(mol · K)
3. T = 1123 K (unterhalb freiwillig)
Ergebnis:
1123 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 100 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 100 kJ.
3. Ea = 100 kJ − 0 kJ = 100 kJ
Ergebnis:
100 kJ
●29
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 Stoff und Energie
●30
Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 836 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 = 836 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 2 K
Ergebnis:
2 K
●31
Beim Lösen von 2,93 g Natriumchlorid (58,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 0,20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. n = 2,93 g : 58,5 g/mol = 0,05 mol.
2. ΔLH = Q : n = 0,20 kJ : 0,05 mol.
3. = 4 kJ/mol
Ergebnis:
4 kJ/mol
●32
Gleichung: CH₄ + H₂O(g) → CO + 3 H₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CH₄) = −75 kJ/mol, ΔfH(H₂O(g)) = −242 kJ/mol, ΔfH(CO) = −111 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) = −111 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −317 kJ.
3. ΔrH = 206 kJ, der Betrag ist 206 kJ.
Ergebnis:
206 kJ
●33
Wie groß ist der Betrag von ΔrS für CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)? S° in J/(mol · K): CaCO₃ 93, CaO 40, CO₂ 214.
Lösung zeigen
1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ S(Produkte) = 254 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 93 J/(mol · K).
3. ΔrS = 161 J/(mol · K), der Betrag ist 161 J/(mol · K).
Ergebnis:
161 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 180 kJ und die Produkte bei −120 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Lösung zeigen
Ergebnis:
300 kJ
Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.
35
Welcher Systemtyp liegt bei eine ungeöffnete Konservendose im Regal vor?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
36
Ein Kalorimeter mit 500 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:
5 K
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
Beim Lösen von Ammoniumnitrat in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
38
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 150 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
100 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
39
Beim Lösen von Kaliumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Ich verknüpfe Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie und Lösungsenthalpie (Leistungskurs).
40
Calciumchlorid: Gitterenthalpie +2258 kJ/mol, Lösungsenthalpie −83 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2341 kJ/mol
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
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.
Lösung zeigen
Ergebnis:
147 J/(mol · K)
Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).
42
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
Ergebnis:
462 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

30 kJ
Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
5 K
5 K
5 K
890 kJ/mol
15 kJ/mol
15,4 kJ/mol
80 kJ
198 kJ
283 kJ
Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie heraus
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
629 kJ/mol
663 kJ/mol
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
125 J/(mol · K)
Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
462 K
1123 K
Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
100 kJ
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
2 K
4 kJ/mol
206 kJ
161 J/(mol · K)
300 kJ
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
5 K
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
100 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
2341 kJ/mol
147 J/(mol · K)
462 K