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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 100 kJ und die Produkte bei −120 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
Schritt für Schritt
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau −120 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
  3. Ea = 100 kJ − (−120 kJ) = 220 kJ
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau −120 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
  3. Ea = 100 kJ − (−120 kJ) = 220 kJ
Ergebnis:
220 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
    Welche Beschreibung gehört zu einer endothermen Reaktion?
    So fängst du an:
    Endotherm heißt: Das System nimmt Energie auf.
    Lösung zeigen
    1. Endotherm heißt: Das System nimmt Energie auf.
    2. Dann haben die Produkte mehr Energie als die Edukte.
    3. Sie liegen im Diagramm höher.
    Ergebnis:
    Die Produkte liegen höher als die Edukte
  2. ●2
    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
  3. ★3
    Eine Sofort-Kältekompresse wird beim Knicken kalt. Was gilt für die Energie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Die Kompresse fühlt sich kalt an: Der Haut wird Wärme entzogen.
    2. Das System nimmt diese Wärme auf.
    3. Seine Enthalpie steigt, der Vorgang ist endotherm.
    Ergebnis:
    Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt

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

MerkenErster Hauptsatz und Systeme

Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.

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

BeispielHauptsatz, Systeme und Teilchenbewegung

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

AchtungEnergie geht verloren

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

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

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch 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
    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. ★6
    Welcher Systemtyp liegt bei ein brennendes Teelicht 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 Materie und Wärmeenergie

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 400 g Wasser nimmt 8360 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 = 8360 J : (400 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 5 K
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 8360 J : (400 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 5 K
Ergebnis:
5 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
    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).
    So fängst du an:
    ΔT = 28,0 Grad Celsius − 20,0 Grad Celsius = 8,0 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
  2. ●8
    50 g Wasser werden von 21,0 auf 22,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 22,5 − 21,0 = 1,5 K.
    2. Q = 50 g · 4,18 J/(g · K) · 1,5 K = 314 J.
    3. Das sind 0,31 kJ.
    Ergebnis:
    0,31 kJ
  3. ★9
    150 g Wasser werden von 21,0 auf 22,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 22,5 − 21,0 = 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

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 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. ○10
    Beim Lösen von 59,50 g Kaliumbromid (119 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 10,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    So fängst du an:
    n = 59,50 g : 119 g/mol = 0,50 mol.
    Lösung zeigen
    1. n = 59,50 g : 119 g/mol = 0,50 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 10,00 kJ : 0,50 mol.
    3. = 20 kJ/mol
    Ergebnis:
    20 kJ/mol
  2. ●11
    Beim Lösen von 10,60 g wasserfreies Natriumcarbonat (106 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 2,60 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 10,60 g : 106 g/mol = 0,10 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 2,60 kJ : 0,10 mol.
    3. = 26 kJ/mol
    Ergebnis:
    26 kJ/mol
  3. ★12
    Beim Lösen von 6,0 g Harnstoff (60 g/mol) nimmt die Lösung 1,54 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 6,0 g : 60 g/mol = 0,10 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 1,54 kJ : 0,10 mol.
    3. = 15,4 kJ/mol
    Ergebnis:
    15,4 kJ/mol

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

MerkenSatz von Hess

Die Reaktionsenthalpie hängt nur von Anfang und Ende ab. ΔrH = Σ ΔfH(P) − Σ ΔfH(E).

BeispielSatz von Hess und Bildungsenthalpien

Gleichung: CaO + H₂O(l) → Ca(OH)₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CaO) = −635 kJ/mol, ΔfH(H₂O(l)) = −286 kJ/mol, ΔfH(Ca(OH)₂) = −986 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) = −986 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −921 kJ.
  3. ΔrH = −65 kJ, der Betrag ist 65 kJ.
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −986 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −921 kJ.
  3. ΔrH = −65 kJ, der Betrag ist 65 kJ.
Ergebnis:
65 kJ

AchtungProdukte und Edukte addiert statt subtrahiert

So nicht
ΔrH = (−394 − 572) + (−75) = −1041 kJ/mol.
So richtig
ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte) = (−394 − 572) − (−75) = −891 kJ/mol.

Rechne Produkte minus Edukte. Prüfe, ob du das Vorzeichen der Eduktsumme beachtet hast.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 250 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: −250 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −250 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −230 kJ, also werden 230 kJ frei.
    Ergebnis:
    230 kJ
  2. ●14
    Bestimme: Mit ΔfH(CH₄) = −75, ΔfH(CO₂) = −394 und ΔfH(H₂O, l) = −286 kJ/mol: Wie viel Wärme je mol Methan wird bei CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l) frei?
    Lösung zeigen
    1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
    2. ΔrH = (−394 + 2 · (−286)) − (−75) kJ/mol.
    3. ΔrH = −891 kJ/mol, also werden 891 kJ frei.
    Ergebnis:
    891 kJ
  3. ★15
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −60 kJ, also werden 60 kJ frei.
    Ergebnis:
    60 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

Welche Wechselwirkung hält ein Natriumion in der Hydrathülle fest?
Schritt für Schritt
  1. Natrium ist positiv geladen.
  2. Es wird von der negativen Seite des Wassers angezogen, dem Sauerstoff.
  3. Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung.
  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

AchtungWechselwirkung zwischen Ion und Wasser verwechselt

So nicht
Ein Natriumion bindet sich über Wasserstoffbrücken oder Ionenbindung an den Wasserstoff.
So richtig
Das positive Ion zieht den negativ polarisierten Sauerstoff des Wassers an: Ion-Dipol-Wechselwirkung.

Zeichne ein Wassermolekül mit Teilladungen und lege es einmal an ein Kation, einmal an ein Anion.

ÜbenJetzt du

  1. ○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
  2. ●17
    Beim Lösen von Lithiumchlorid 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. ★18
    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

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)

Calciumchlorid: Gitterenthalpie +2258 kJ/mol, Lösungsenthalpie −83 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = −83 kJ/mol − 2258 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −2341 kJ/mol, der Betrag ist 2341 kJ/mol.
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = −83 kJ/mol − 2258 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −2341 kJ/mol, der Betrag ist 2341 kJ/mol.
Ergebnis:
2341 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
    Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Lösungsenthalpie +4 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 = 4 kJ/mol − 787 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −783 kJ/mol, der Betrag ist 783 kJ/mol.
    Ergebnis:
    783 kJ/mol
  2. ●20
    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
  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 C₁₂H₂₂O₁₁(s) → C₁₂H₂₂O₁₁(aq) die Entropie des Systems?
Schritt für Schritt
  1. Der Zucker verteilt sich als Einzelmoleküle im Wasser.
  2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
  3. Die Entropie nimmt zu.
  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

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 H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)? S° in J/(mol · K): H₂ 131, Cl₂ 223, HCl 187.
    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) = 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)
  2. ●23
    Wie ändert sich bei H₂O(g) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Aus einem Gas wird eine Flüssigkeit.
    2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt ab.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
  3. ★24
    Wie ändert sich bei 2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Aus drei Gasteilchen werden zwei.
    2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt ab.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten

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
    CaCO₃ → CaO + CO₂ hat ΔrH = 178 kJ/mol und ΔrS = 161 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 = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
    3. T = 1106 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1106 K
  2. ●26
    CO₂ + H₂ → CO + H₂O(g) hat ΔrH = 41 kJ/mol und ΔrS = 42 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 = 41 kJ/mol : 0,042 kJ/(mol · K)
    3. T = 976 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    976 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 120 kJ und die Produkte bei 70 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
    Lösung zeigen
    1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 70 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
    3. Ea = 120 kJ − (70 kJ) = 50 kJ
    Ergebnis:
    50 kJ
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei eine ideal gedämmte, verschlossene Kühlbox vor?
    Lösung zeigen
    1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
    2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
    3. Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.
    Ergebnis:
    Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  3. ●30
    200 g Wasser werden von 20,0 auf 26,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 26,0 − 20,0 = 6,0 K.
    2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 6,0 K = 5016 J.
    3. Das sind 5,02 kJ.
    Ergebnis:
    5,02 kJ
  4. ●31
    Beim Lösen von 2,00 g Natriumhydroxid (40 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 2,25 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 2,00 g : 40 g/mol = 0,05 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 2,25 kJ : 0,05 mol.
    3. = 45 kJ/mol
    Ergebnis:
    45 kJ/mol
  5. ●32
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 120 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −120 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −100 kJ, also werden 100 kJ frei.
    Ergebnis:
    100 kJ
  6. ●33
    Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Hydratationsenthalpie −783 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH.
    2. ΔLH = 787 kJ/mol + (−783 kJ/mol).
    3. ΔLH = +4 kJ/mol
    Ergebnis:
    4 kJ/mol

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Energiediagramm
Exotherm: Die Produkte liegen tiefer, Wärme geht an die Umgebung.
Erster Hauptsatz und Systeme
Energie geht nie verloren, sie wechselt nur die Form.
Kalorimetrie
Das Wasser nimmt Q = m · c · ΔT auf, c = 4,18 J/(g · K). ΔT ist eine Temperaturdifferenz.
Molare Enthalpien
Molare Reaktionsenthalpie: ΔrH = −Q : n, also Wärme je mol.
Satz von Hess
Die Reaktionsenthalpie hängt nur von Anfang und Ende ab. ΔrH = Σ ΔfH(P) − Σ ΔfH(E).
Lösen von Salzen
Wassermoleküle umlagern die Ionen und lösen sie aus dem Gitter.
Gitter und Hydratation (Leistungskurs)
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH. Das Gitter kostet Energie, die Hydratation liefert sie.
Entropie (Leistungskurs)
Entropie misst die Zahl der Anordnungsmöglichkeiten: ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
Gibbs-Helmholtz-Gleichung (Leistungskurs)
ΔrG = ΔrH − T · ΔrS. Negatives ΔrG heißt freiwillig.

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

  1. Ich lese Energiediagramme und unterscheide exotherme und endotherme Reaktionen sowie die Aktivierungsenergie.

    34
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 180 kJ und die Produkte bei 70 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    110 kJ

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

    35
    Welcher Systemtyp liegt bei ein Lagerfeuer im Freien 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 400 g Wasser nimmt 6688 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 16,60 g Kaliumiodid (166 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 2,00 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 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 30 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    50 kJ

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

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

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

    40
    Cäsiumchlorid: Gitterenthalpie +657 kJ/mol, Lösungsenthalpie +18 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    639 kJ/mol

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

    41
    Wie ändert sich bei Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten

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

    42
    2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ hat ΔrH = −198 kJ/mol und ΔrS = −187 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1059 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. Die Produkte liegen höher als die Edukte
  2. 120 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  5. Die mittlere kinetische Energie der Teilchen steigt
  6. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  7. 8,36 kJ
  8. 0,31 kJ
  9. 0,94 kJ
  10. 20 kJ/mol
  11. 26 kJ/mol
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 230 kJ
  14. 891 kJ
  15. 60 kJ
  16. Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
  17. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  18. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  19. 783 kJ/mol
  20. 855 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. 20 J/(mol · K)
  23. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
  24. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
  25. 1106 K
  26. 976 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 50 kJ
  29. Isoliertes System, weder Stoff noch Energie
  30. 5,02 kJ
  31. 45 kJ/mol
  32. 100 kJ
  33. 4 kJ/mol
  34. 110 kJ
  35. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  36. 4 K
  37. 20 kJ/mol
  38. 50 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  40. 639 kJ/mol
  41. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
  42. 1059 K