Zum Inhalt springen
Anmelden

Chemie · Klasse 12 · Kapitel

Andere ZahlenÜbenBasiswissenAlle 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

Im Energiediagramm steigt die Kurve von 0 kJ auf 150 kJ und fällt dann auf −90 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Schritt für Schritt
  1. Die Aktivierungsenergie reicht vom Niveau der Edukte bis zum Gipfel.
  2. Edukte liegen bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ.
  3. Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ
  1. Die Aktivierungsenergie reicht vom Niveau der Edukte bis zum Gipfel.
  2. Edukte liegen bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ.
  3. Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ
Ergebnis:
150 kJ

AchtungAktivierungsenergie und Reaktionsenthalpie gleichgesetzt

So nicht
Die Aktivierungsenergie ist der Höhenunterschied zwischen Edukten und Produkten.
So richtig
Die Aktivierungsenergie reicht von den Edukten bis zum Gipfel. Der Höhenunterschied von Edukten zu Produkten ist die Reaktionsenthalpie.

Markiere im Diagramm in zwei Farben: den Anstieg bis zum Gipfel und den Höhenunterschied von Start zu Ziel.

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 kJ und die Produkte bei −60 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 −60 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
    3. Ea = 100 kJ − (−60 kJ) = 160 kJ
    Ergebnis:
    160 kJ
  2. ●2
    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?
    Lösung zeigen
    1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 90 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
    3. Ea = 120 kJ − (90 kJ) = 30 kJ
    Ergebnis:
    30 kJ
  3. ★3
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 kJ und die Produkte bei 50 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
    Lösung zeigen
    1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 50 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
    3. Ea = 100 kJ − (50 kJ) = 50 kJ
    Ergebnis:
    50 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 eine ungeöffnete Konservendose im Regal 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: Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht.
  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

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
    Welcher Systemtyp liegt bei eine ideal gedämmte Thermoskanne mit Deckel 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: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.
    Ergebnis:
    Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  2. ●5
    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. ★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 250 g Wasser nimmt 10.450 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 = 10.450 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 10 K
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 10.450 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 10 K
Ergebnis:
10 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
    150 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 = 150 g · 4,18 J/(g · K) · 1,5 K = 941 J.
    3. Das sind 0,94 kJ.
    Ergebnis:
    0,94 kJ
  2. ●8
    200 g Wasser werden von 19,0 auf 24,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 24,0 − 19,0 = 5,0 K.
    2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 4180 J.
    3. Das sind 4,18 kJ.
    Ergebnis:
    4,18 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

Beim Lösen von 10,00 g Natriumhydroxid (40 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 11,25 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. n = 10,00 g : 40 g/mol = 0,25 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 11,25 kJ : 0,25 mol.
  3. = 45 kJ/mol
  1. n = 10,00 g : 40 g/mol = 0,25 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 11,25 kJ : 0,25 mol.
  3. = 45 kJ/mol
Ergebnis:
45 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
    Welche Gleichung beschreibt die Bildung von flüssigem Wasser aus den Elementen mit richtiger Zustandskennzeichnung?
    So fängst du an:
    Bildung heißt: aus den Elementen in ihrem stabilen Zustand.
    Lösung zeigen
    1. Bildung heißt: aus den Elementen in ihrem stabilen Zustand.
    2. Das sind H₂(g) und O₂(g).
    3. Das Produkt Wasser ist flüssig: H₂O(l).
    Ergebnis:
    H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)
  2. ●11
    Beim Lösen von 2,12 g Lithiumchlorid (42,4 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 1,85 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 2,12 g : 42,4 g/mol = 0,05 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 1,85 kJ : 0,05 mol.
    3. = 37 kJ/mol
    Ergebnis:
    37 kJ/mol
  3. ★12
    Beim Lösen von 5,85 g Natriumchlorid (58,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 0,40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 5,85 g : 58,5 g/mol = 0,10 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 0,40 kJ : 0,10 mol.
    3. = 4 kJ/mol
    Ergebnis:
    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 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?
    So fängst du an:
    Nach Hess ist die Summe der Teilschritte gleich der Gesamtreaktion.
    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
  2. ●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
  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 wasserfreies Magnesiumsulfat 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
    Welche Wechselwirkung hält ein Natriumion in der Hydrathülle fest?
    So fängst du an:
    Natrium ist positiv geladen.
    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
  2. ●17
    Beim Lösen von wasserfreies Natriumcarbonat 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 Wärmeenergie an die Umgebung ab
  3. ★18
    Beim Lösen von wasserfreies Calciumchlorid 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

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)

Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?
    So fängst du an:
    Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
    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
  2. ●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
  3. ★21
    Lithiumbromid: Gitterenthalpie +807 kJ/mol, Lösungsenthalpie −48 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    2. ΔHydrH = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.
    Ergebnis:
    855 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 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g)? S° in J/(mol · K): H₂O₂ 110, H₂O(l) 70, O₂ 205.
Schritt für Schritt
  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).
  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)

AchtungKoeffizienten der Gleichung nicht berücksichtigt

So nicht
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O: ΔrH = −394 − 286 + 75 = −605 kJ/mol.
So richtig
Jeder Wert wird mit seinem Koeffizienten multipliziert: −394 + 2 · (−286) − (−75) = −891 kJ/mol.

Schreib neben jede Bildungsenthalpie den Koeffizienten und multipliziere, bevor du addierst.

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Wie ändert sich bei C₁₂H₂₂O₁₁(s) → C₁₂H₂₂O₁₁(aq) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Der Zucker verteilt sich als Einzelmoleküle im Wasser.
    Lösung zeigen
    1. Der Zucker verteilt sich als Einzelmoleküle im Wasser.
    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 groß ist der Betrag von ΔrS für H₂O(l) → H₂O(g)? S° in J/(mol · K): H₂O(l) 70, H₂O(g) 189.
    Lösung zeigen
    1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ S(Produkte) = 189 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 70 J/(mol · K).
    3. ΔrS = 119 J/(mol · K), der Betrag ist 119 J/(mol · K).
    Ergebnis:
    119 J/(mol · K)
  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)

C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 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 = −137 kJ/mol : −0,122 kJ/(mol · K)
  3. T = 1123 K (unterhalb freiwillig)
  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

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
    NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) hat ΔrH = 176 kJ/mol und ΔrS = 285 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 = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K)
    3. T = 618 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    618 K
  2. ●26
    Für H₂O(l) → H₂O(g) gilt ΔrH = +44 kJ/mol und ΔrS = +119 J/(mol · K). Bestimme: Wie groß ist ΔrG bei 298 K?
    Lösung zeigen
    1. T · ΔrS = 298 K · 0,119 kJ/(mol · K) = 35,5 kJ/mol.
    2. ΔrG = 44 kJ/mol − 35,5 kJ/mol.
    3. ΔrG = 8,5 kJ/mol, positiv, also nicht freiwillig.
    Ergebnis:
    8,5 kJ/mol
  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 120 kJ und die Produkte bei −60 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
  2. ●29
    250 g Wasser werden von 20,0 auf 28,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 28,0 Grad Celsius − 20,0 Grad Celsius = 8,0 K.
    2. Q = 250 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 8360 J.
    3. 8360 J sind 8,36 kJ.
    Ergebnis:
    8,36 kJ
  3. ●30
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 300 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −240 kJ, also werden 240 kJ frei.
    Ergebnis:
    240 kJ
  4. ●31
    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
  5. ●32
    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
  6. ★33
    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

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 150 kJ und die Produkte bei −40 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    150 kJ

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

    35
    Welcher Systemtyp liegt bei ein ideal gedämmtes Kalorimeter mit Deckel vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Isoliertes System, weder Stoff noch Energie

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

    36
    Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 41.800 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    20 K

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

    37
    Beim Lösen von Harnstoff in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf

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

    38
    Gleichung: 2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe. Bildungsenthalpien: ΔfH(Fe₂O₃) = −824 kJ/mol, ΔfH(Al₂O₃) = −1676 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    852 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 Wärmeenergie an die Umgebung ab

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

    40
    Natriumiodid: Gitterenthalpie +704 kJ/mol, Lösungsenthalpie −7 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    711 kJ/mol

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

    41
    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.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    199 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: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    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. 160 kJ
  2. 30 kJ
  3. 50 kJ
  4. Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  5. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 0,94 kJ
  8. 4,18 kJ
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)
  11. 37 kJ/mol
  12. 4 kJ/mol
  13. 40 kJ
  14. Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
  15. 283 kJ
  16. Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
  17. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  18. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  19. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
  20. 663 kJ/mol
  21. 855 kJ/mol
  22. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  23. 119 J/(mol · K)
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 618 K
  26. 8,5 kJ/mol
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 120 kJ
  29. 8,36 kJ
  30. 240 kJ
  31. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  32. 518 K
  33. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  34. 150 kJ
  35. Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  36. 20 K
  37. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  38. 852 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  40. 711 kJ/mol
  41. 199 J/(mol · K)
  42. 618 K