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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

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 200 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 200 kJ.
    3. Ea = 200 kJ − (70 kJ) = 130 kJ
    Ergebnis:
    130 kJ
  2. ●2
    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
    1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau −120 kJ bis zum Gipfel bei 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − (−120 kJ) = 300 kJ
    Ergebnis:
    300 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

Welcher Systemtyp liegt bei ein offenes Becherglas mit Wasser 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
    Welcher Systemtyp liegt bei ein mit Stopfen verschlossenes Reagenzglas im Wasserbad vor?
    So fängst du an:
    Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
    Lösung zeigen
    1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
    2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
    3. Ergebnis: Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht.
    Ergebnis:
    Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  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
    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

200 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).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = 28,0 − 20,0 = 8,0 K.
  2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 6688 J.
  3. Das sind 6,69 kJ.
  1. ΔT = 28,0 − 20,0 = 8,0 K.
  2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 6688 J.
  3. Das sind 6,69 kJ.
Ergebnis:
6,69 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 19,0 auf 22,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = 22,5 − 19,0 = 3,5 K.
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 22,5 − 19,0 = 3,5 K.
    2. Q = 400 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 5852 J.
    3. Das sind 5,85 kJ.
    Ergebnis:
    5,85 kJ
  2. ●8
    In einem Kalorimeter steigt die Temperatur von 100 g Wasser um 3,5 K. Bestimme: Welche Wärme hat die Reaktion abgegeben? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. Q = m · c · ΔT.
    2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 1463 J.
    3. In Kilojoule: 1,46 kJ.
    Ergebnis:
    1,46 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 Kaliumiodid 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. ○10
    Beim Lösen von Harnstoff 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 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
  3. ★12
    Beim Lösen von 53,00 g wasserfreies Natriumcarbonat (106 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 13,00 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 53,00 g : 106 g/mol = 0,50 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 13,00 kJ : 0,50 mol.
    3. = 26 kJ/mol
    Ergebnis:
    26 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

Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 250 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Schritt für Schritt
  1. Schritt 1: −250 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
  2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
  3. Summe: −190 kJ, also werden 190 kJ frei.
  1. Schritt 1: −250 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
  2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
  3. Summe: −190 kJ, also werden 190 kJ frei.
Ergebnis:
190 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
    Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
    So fängst du an:
    Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
    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
  2. ●14
    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
  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

Was geschieht beim Lösen von Natriumchlorid in Wasser auf der Teilchenebene?
Schritt für Schritt
  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.
  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

AchtungLösen als chemische Reaktion mit neuem Stoff gedacht

So nicht
Beim Lösen reagiert das Salz mit Wasser zu einem neuen Stoff.
So richtig
Beim Lösen bleiben die Ionen erhalten. Beim Verdampfen des Wassers kehrt das Salz zurück.

Beschreibe, was nach dem Verdampfen des Wassers zurückbleibt, und schließe daraus, ob ein neuer Stoff entstand.

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    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. ●17
    Beim Lösen von Kaliumnitrat 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. ★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)

Lithiumbromid: Gitterenthalpie +807 kJ/mol, Lösungsenthalpie −48 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 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 = −155 kJ/mol − 2526 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −2681 kJ/mol, der Betrag ist 2681 kJ/mol.
    Ergebnis:
    2681 kJ/mol
  2. ●20
    Kaliumbromid: Gitterenthalpie +682 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    2. ΔHydrH = 20 kJ/mol − 682 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −662 kJ/mol, der Betrag ist 662 kJ/mol.
    Ergebnis:
    662 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 ändert sich bei 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g) die Entropie des Systems?
Schritt für Schritt
  1. Es entsteht ein Gas aus einer Flüssigkeit.
  2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
  3. Die Entropie nimmt zu.
  1. Es entsteht ein Gas aus einer Flüssigkeit.
  2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
  3. Die Entropie nimmt zu.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten

AchtungVorzeichen der Entropieänderung falsch beurteilt

So nicht
Bei Kondensation und Kristallisation nimmt die Entropie zu, weil Stoffe sich verbinden.
So richtig
Mehr Gasteilchen und mehr Beweglichkeit bedeuten mehr Entropie. Kondensieren und Kristallisieren führen zu mehr Ordnung, die Entropie nimmt ab.

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

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    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.
    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) = 354 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 596 J/(mol · K).
    3. ΔrS = −242 J/(mol · K), der Betrag ist 242 J/(mol · K).
    Ergebnis:
    242 J/(mol · K)
  2. ●23
    Wie groß ist 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).
    2. ΔrS = (40 + 214) − 93 J/(mol · K).
    3. ΔrS = 161 J/(mol · K)
    Ergebnis:
    161 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)

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ hat ΔrH = −92 kJ/mol und ΔrS = −199 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 = −92 kJ/mol : −0,199 kJ/(mol · K)
  3. T = 462 K (unterhalb freiwillig)
  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

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
    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
  3. ★27
    H₂O(l) → H₂O(g) hat ΔrH = 44 kJ/mol und ΔrS = 119 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    1. Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
    2. T = 44 kJ/mol : 0,119 kJ/(mol · K)
    3. T = 370 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    370 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 100 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 100 kJ.
    3. Ea = 100 kJ − (−90 kJ) = 190 kJ
    Ergebnis:
    190 kJ
  2. ●29
    Wasser wird von 20 auf 60 Grad Celsius erwärmt. Was geschieht auf der Teilchenebene?
    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
  3. ●30
    Ein Kalorimeter mit 200 g Wasser nimmt 3344 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 = 3344 J : (200 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 4 K
    Ergebnis:
    4 K
  4. ●31
    Welche Gleichung beschreibt die Bildung von flüssigem Wasser aus den Elementen mit richtiger Zustandskennzeichnung?
    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)
  5. ●32
    Gleichung: CO + ½ O₂ → CO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CO) = −111 kJ/mol, ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ ΔfH(Produkte) = −394 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −111 kJ.
    3. ΔrH = −283 kJ, der Betrag ist 283 kJ.
    Ergebnis:
    283 kJ
  6. ●33
    Beim Lösen von wasserfreies Magnesiumchlorid 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

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 200 kJ und die Produkte bei −40 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    200 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
    Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 8360 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    4 K

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

    37
    Beim Lösen von 29,75 g Kaliumbromid (119 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 5,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    20 kJ/mol

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

    38
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 120 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    70 kJ

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

    39
    Beim Lösen von Calciumchlorid in Wasser wird die Lösung warm. Was gilt für die molare Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Sie ist negativ, das System gibt Wärme 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 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)

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

    42
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    954 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. 130 kJ
  2. 300 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  5. Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 5,85 kJ
  8. 1,46 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. 26 kJ/mol
  13. Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
  14. 312 kJ
  15. 283 kJ
  16. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  17. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  18. Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
  19. 2681 kJ/mol
  20. 662 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. 242 J/(mol · K)
  23. 161 J/(mol · K)
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 618 K
  26. 518 K
  27. 370 K
  28. 190 kJ
  29. Die mittlere kinetische Energie der Teilchen steigt
  30. 4 K
  31. H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)
  32. 283 kJ
  33. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  34. 200 kJ
  35. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  36. 4 K
  37. 20 kJ/mol
  38. 70 kJ
  39. Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
  40. 890 kJ/mol
  41. 147 J/(mol · K)
  42. 954 K