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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 30 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
Schritt für Schritt
  1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
  3. Ea = 100 kJ − 0 kJ = 100 kJ
  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

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 50 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    So fängst du an:
    Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    Lösung zeigen
    1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 200 kJ.
    3. Ea = 200 kJ − 0 kJ = 200 kJ
    Ergebnis:
    200 kJ
  2. ●2
    Welche Beschreibung gehört zu einer endothermen Reaktion?
    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
  3. ★3
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 120 kJ und die Produkte bei −40 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    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

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 Lagerfeuer im Freien 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 Materie und Wärmeenergie

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
    Holz verbrennt, und es scheint Energie zu verschwinden. Was sagt der erste Hauptsatz der Thermodynamik?
    So fängst du an:
    Die Energie im Holz ist chemische Energie.
    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
  2. ●5
    Welcher Systemtyp liegt bei eine ungeöffnete Konservendose im Regal vor?
    Lösung zeigen
    1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
    2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
    3. Ergebnis: Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht.
    Ergebnis:
    Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  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

100 g Wasser werden von 18,0 auf 21,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = 21,5 − 18,0 = 3,5 K.
  2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 1463 J.
  3. Das sind 1,46 kJ.
  1. ΔT = 21,5 − 18,0 = 3,5 K.
  2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 1463 J.
  3. Das sind 1,46 kJ.
Ergebnis:
1,46 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 21,0 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 − 21,0 = 1,5 K.
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 22,5 − 21,0 = 1,5 K.
    2. Q = 400 g · 4,18 J/(g · K) · 1,5 K = 2508 J.
    3. Das sind 2,51 kJ.
    Ergebnis:
    2,51 kJ
  2. ●8
    Ein Kalorimeter mit 250 g Wasser nimmt 10.450 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = Q : (m · c).
    2. ΔT = 10.450 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 10 K
    Ergebnis:
    10 K
  3. ★9
    Ein Metallstück (80 g, 100 Grad Celsius) kommt in 200 g Wasser (20,0 Grad Celsius). Die Mischtemperatur beträgt 24,0 Grad Celsius. Wie groß ist die spezifische Wärmekapazität des Metalls?
    Lösung zeigen
    1. Das Wasser nimmt auf: 200 g · 4,18 J/(g · K) · 4,0 K = 3344 J.
    2. Das Metall gibt diese Wärme ab: 3344 J = 80 g · c · 76 K.
    3. c = 3344 J : (80 g · 76 K) = 0,55 J/(g · K)
    Ergebnis:
    0,55 J/(g · K)

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

MerkenMolare Enthalpien

Molare Reaktionsenthalpie: ΔrH = −Q : n, also Wärme je mol.

Zustände stehen als (s), (l), (g) und (aq) in der Gleichung.

BeispielMolare Enthalpien: Reaktions-, Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie

Beim Lösen von 2,68 g Ammoniumchlorid (53,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 0,75 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. n = 2,68 g : 53,5 g/mol = 0,05 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 0,75 kJ : 0,05 mol.
  3. = 15 kJ/mol
  1. n = 2,68 g : 53,5 g/mol = 0,05 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 0,75 kJ : 0,05 mol.
  3. = 15 kJ/mol
Ergebnis:
15 kJ/mol

AchtungDurch die Masse statt durch die Stoffmenge geteilt

So nicht
1,54 kJ : 6,0 g = 0,26 kJ/mol.
So richtig
Die Stoffmenge ist n = m : M = 6,0 g : 60 g/mol = 0,10 mol. Dann 1,54 kJ : 0,10 mol = 15,4 kJ/mol.

Rechne die Masse mit der Molmasse in mol um, bevor du teilst. Prüfe, dass im Nenner die Einheit mol steht.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Beim Lösen von Kaliumiodid 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 10,70 g Ammoniumchlorid (53,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 3,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 10,70 g : 53,5 g/mol = 0,20 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 3,00 kJ : 0,20 mol.
    3. = 15 kJ/mol
    Ergebnis:
    15 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

Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
Schritt für Schritt
  1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
  2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
  3. Summe: −30 kJ, also werden 30 kJ frei.
  1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
  2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
  3. Summe: −30 kJ, also werden 30 kJ frei.
Ergebnis:
30 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 200 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    So fängst du an:
    Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −140 kJ, also werden 140 kJ frei.
    Ergebnis:
    140 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
    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

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 wasserfreies Magnesiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    So fängst du an:
    Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
    Lösung zeigen
    1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
    2. Das System gibt Wärme ab.
    3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
    Ergebnis:
    Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  2. ●17
    Beim Lösen von Kaliumchlorid 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
    Beim Lösen von Natriumhydroxid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
    2. Das System gibt Wärme ab.
    3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
    Ergebnis:
    Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab

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)

Cäsiumchlorid: Gitterenthalpie +657 kJ/mol, Lösungsenthalpie +18 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = 18 kJ/mol − 657 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −639 kJ/mol, der Betrag ist 639 kJ/mol.
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = 18 kJ/mol − 657 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −639 kJ/mol, der Betrag ist 639 kJ/mol.
Ergebnis:
639 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
    Kaliumchlorid: Gitterenthalpie +717 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 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 = 17 kJ/mol − 717 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −700 kJ/mol, der Betrag ist 700 kJ/mol.
    Ergebnis:
    700 kJ/mol
  2. ●20
    Kaliumiodid: Gitterenthalpie +649 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 − 649 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −629 kJ/mol, der Betrag ist 629 kJ/mol.
    Ergebnis:
    629 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 H₂O(s) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
Schritt für Schritt
  1. Aus dem geordneten Eis wird eine Flüssigkeit.
  2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
  3. Die Entropie nimmt zu.
  1. Aus dem geordneten Eis wird eine Flüssigkeit.
  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 ändert sich bei 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Es entsteht ein Gas aus einer Flüssigkeit.
    Lösung zeigen
    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
  2. ●23
    Wie ändert sich bei C₁₂H₂₂O₁₁(s) → C₁₂H₂₂O₁₁(aq) die Entropie des Systems?
    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
  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)

CO₂ + H₂ → CO + H₂O(g) hat ΔrH = 41 kJ/mol und ΔrS = 42 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 = 41 kJ/mol : 0,042 kJ/(mol · K)
  3. T = 976 K (oberhalb freiwillig)
  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

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
    Für H₂O(l) → H₂O(g) gilt ΔrH = +44 kJ/mol und ΔrS = +119 J/(mol · K). Bestimme: Wie groß ist ΔrG bei 298 K?
    So fängst du an:
    T · ΔrS = 298 K · 0,119 kJ/(mol · K) = 35,5 kJ/mol.
    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
  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
    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 150 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 150 kJ.
    3. Ea = 150 kJ − (90 kJ) = 60 kJ
    Ergebnis:
    60 kJ
  2. ●29
    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 Stoff und Energie
  3. ●30
    Ein Kalorimeter mit 400 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 : (400 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 2 K
    Ergebnis:
    2 K
  4. ●31
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 300 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −280 kJ, also werden 280 kJ frei.
    Ergebnis:
    280 kJ
  5. ●32
    Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    2. ΔHydrH = −37 kJ/mol − 853 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −890 kJ/mol, der Betrag ist 890 kJ/mol.
    Ergebnis:
    890 kJ/mol
  6. ●33
    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
    1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ S(Produkte) = 386 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 585 J/(mol · K).
    3. ΔrS = −199 J/(mol · K), der Betrag ist 199 J/(mol · K).
    Ergebnis:
    199 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

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

    34
    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?
    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 Teller mit heißer Suppe vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie

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

    36
    250 g Wasser werden von 19,0 auf 26,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    7,84 kJ

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

    37
    Beim Lösen von wasserfreies Natriumcarbonat in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab

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

    38
    Gleichung: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l). Bildungsenthalpien: ΔfH(CH₄) = −75 kJ/mol, ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol, ΔfH(H₂O(l)) = −286 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    891 kJ

  6. 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

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

    40
    Rubidiumchlorid: Gitterenthalpie +680 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    663 kJ/mol

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

    41
    Wie ändert sich bei Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(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
    C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1123 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. 200 kJ
  2. Die Produkte liegen höher als die Edukte
  3. 120 kJ
  4. Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
  5. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 2,51 kJ
  8. 10 K
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  11. 15 kJ/mol
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 140 kJ
  14. Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
  15. 100 kJ
  16. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  17. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  18. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  19. 700 kJ/mol
  20. 629 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  23. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  24. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
  25. 8,5 kJ/mol
  26. 518 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 60 kJ
  29. Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  30. 2 K
  31. 280 kJ
  32. 890 kJ/mol
  33. 199 J/(mol · K)
  34. 150 kJ
  35. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  36. 7,84 kJ
  37. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  38. 891 kJ
  39. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  40. 663 kJ/mol
  41. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
  42. 1123 K