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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 250 kJ und die Produkte bei 50 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 250 kJ.
  3. Ea = 250 kJ − 0 kJ = 250 kJ
  1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 250 kJ.
  3. Ea = 250 kJ − 0 kJ = 250 kJ
Ergebnis:
250 kJ

AchtungHin- und Rückreaktion bei der Aktivierungsenergie verwechselt

So nicht
Edukte 0 kJ, Gipfel 150 kJ, Produkte bei −90 kJ: Die Aktivierungsenergie der Hinreaktion ist 240 kJ.
So richtig
Hin: 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ. Rück: 150 kJ − (−90 kJ) = 240 kJ. Für die Hinreaktion zählt der Anstieg von den Edukten.

Bestimme zuerst, bei welchem Niveau die gefragte Reaktion beginnt. Miss von dort bis zum Gipfel.

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 100 kJ und die Produkte bei −120 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    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 100 kJ.
    3. Ea = 100 kJ − 0 kJ = 100 kJ
    Ergebnis:
    100 kJ
  2. ●2
    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 Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 150 kJ.
    3. Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ
    Ergebnis:
    150 kJ
  3. ★3
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 250 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 250 kJ.
    3. Ea = 250 kJ − (90 kJ) = 160 kJ
    Ergebnis:
    160 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 mit Stopfen verschlossenes Reagenzglas im Wasserbad 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 ein verschlossener Luftballon 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

500 g Wasser werden von 22,0 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 − 22,0 = 6,0 K.
  2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 6,0 K = 12.540 J.
  3. Das sind 12,54 kJ.
  1. ΔT = 28,0 − 22,0 = 6,0 K.
  2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 6,0 K = 12.540 J.
  3. Das sind 12,54 kJ.
Ergebnis:
12,54 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
    Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 2090 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = Q : (m · c).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = Q : (m · c).
    2. ΔT = 2090 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 5 K
    Ergebnis:
    5 K
  2. ●8
    100 g Wasser werden von 18,0 auf 25,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 25,5 − 18,0 = 7,5 K.
    2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 3135 J.
    3. Das sind 3,13 kJ.
    Ergebnis:
    3,13 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 21,20 g Lithiumchlorid (42,4 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 18,50 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. n = 21,20 g : 42,4 g/mol = 0,50 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 18,50 kJ : 0,50 mol.
  3. = 37 kJ/mol
  1. n = 21,20 g : 42,4 g/mol = 0,50 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 18,50 kJ : 0,50 mol.
  3. = 37 kJ/mol
Ergebnis:
37 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
    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 Wärme an die Umgebung ab
  2. ●11
    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 Wärmeenergie an die Umgebung ab
  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: 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?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    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?
    So fängst du an:
    ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
    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
  2. ●14
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −40 kJ, also werden 40 kJ frei.
    Ergebnis:
    40 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

Beim Lösen von Natriumhydroxid 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
    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. ●17
    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. ★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)

Kaliumiodid: Gitterenthalpie +649 kJ/mol, Lösungsenthalpie +20 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    Lithiumchlorid: Gitterenthalpie +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie −37 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 = −37 kJ/mol − 853 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −890 kJ/mol, der Betrag ist 890 kJ/mol.
    Ergebnis:
    890 kJ/mol
  2. ●20
    Kaliumfluorid: Gitterenthalpie +829 kJ/mol, Lösungsenthalpie −18 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    2. ΔHydrH = −18 kJ/mol − 829 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −847 kJ/mol, der Betrag ist 847 kJ/mol.
    Ergebnis:
    847 kJ/mol
  3. ★21
    Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Lösungsenthalpie +4 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    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

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 SO₂(g) + O₂(g) → 2 SO₃(g)? S° in J/(mol · K): SO₂ 248, O₂ 205, SO₃ 257.
Schritt für Schritt
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 514 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 701 J/(mol · K).
  3. ΔrS = −187 J/(mol · K), der Betrag ist 187 J/(mol · K).
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 514 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 701 J/(mol · K).
  3. ΔrS = −187 J/(mol · K), der Betrag ist 187 J/(mol · K).
Ergebnis:
187 J/(mol · K)

AchtungEduktsumme nicht abgezogen

So nicht
Es genügt der Wert des Produkts: ΔrH = −85 kJ/mol.
So richtig
Produkte minus Edukte: −85 − 52 = −137 kJ/mol. Die Edukte gehören in die Rechnung.

Schreib die Gleichung mit beiden Summen auf: zuerst die Produktsumme, dann die Eduktsumme.

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Wie ändert sich bei Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
    Lösung zeigen
    1. Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
    2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt ab.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
  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)

2 NH₃ → N₂ + 3 H₂ 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 (oberhalb 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 (oberhalb 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
    2 NO + O₂ → 2 NO₂ hat ΔrH = −114 kJ/mol und ΔrS = −147 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 = −114 kJ/mol : −0,147 kJ/(mol · K)
    3. T = 776 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    776 K
  2. ●26
    C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    1. Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
    2. T = −137 kJ/mol : −0,122 kJ/(mol · K)
    3. T = 1123 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1123 K
  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 180 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 180 kJ.
    3. Ea = 180 kJ − (−90 kJ) = 270 kJ
    Ergebnis:
    270 kJ
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein fest verschlossener Dampfdrucktopf auf dem Herd 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. ●30
    50 g Wasser werden von 22,0 auf 27,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 27,0 − 22,0 = 5,0 K.
    2. Q = 50 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 1045 J.
    3. Das sind 1,04 kJ.
    Ergebnis:
    1,04 kJ
  4. ●31
    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
  5. ●32
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 80 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 60 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +60 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −20 kJ, also werden 20 kJ frei.
    Ergebnis:
    20 kJ
  6. ●33
    Beim Lösen von Ammoniumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    1. Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
    2. Das System nimmt Wärme auf.
    3. Die Enthalpieänderung ist positiv.
    Ergebnis:
    Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf

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 70 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 offenes Becherglas mit Wasser vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Offenes System, Austausch von Stoff und Energie

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

    36
    Ein Kalorimeter mit 200 g Wasser nimmt 16.720 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 Kaliumiodid 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: CO₂ + H₂ → CO + H₂O(g). Bildungsenthalpien: ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol, ΔfH(CO) = −111 kJ/mol, ΔfH(H₂O(g)) = −242 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    41 kJ

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

    39
    Beim Lösen von Kaliumbromid 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
    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 H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)? S° in J/(mol · K): H₂ 131, Cl₂ 223, HCl 187.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    20 J/(mol · K)

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

    42
    2 NO + O₂ → 2 NO₂ hat ΔrH = −114 kJ/mol und ΔrS = −147 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    776 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. 100 kJ
  2. 150 kJ
  3. 160 kJ
  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 K
  8. 3,13 kJ
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  11. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 891 kJ
  14. 40 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. 890 kJ/mol
  20. 847 kJ/mol
  21. 783 kJ/mol
  22. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
  23. 119 J/(mol · K)
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 776 K
  26. 1123 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 270 kJ
  29. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  30. 1,04 kJ
  31. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  32. 20 kJ
  33. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  34. 200 kJ
  35. Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  36. 20 K
  37. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  38. 41 kJ
  39. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  40. 890 kJ/mol
  41. 20 J/(mol · K)
  42. 776 K