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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 Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?
Schritt für Schritt
  1. Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
  2. Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
  3. Das nennt man exotherm.
  1. Tiefer liegende Produkte haben weniger Energie als die Edukte.
  2. Die Differenz wird an die Umgebung abgegeben.
  3. Das nennt man exotherm.
Ergebnis:
Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung

AchtungExotherm und endotherm vertauscht

So nicht
Exotherm bedeutet, die Reaktion braucht Wärme. Endotherm bedeutet, sie gibt Wärme ab.
So richtig
Exotherm: Das System gibt Wärme an die Umgebung ab. Endotherm: Es nimmt Wärme aus der Umgebung auf.

Frag dich: Wird die Umgebung wärmer oder kälter? Ordne danach exotherm oder endotherm zu.

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ und die Produkte bei 30 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 30 kJ bis zum Gipfel bei 150 kJ.
    3. Ea = 150 kJ − (30 kJ) = 120 kJ
    Ergebnis:
    120 kJ
  2. ●2
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 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 150 kJ.
    3. Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ
    Ergebnis:
    150 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 ideal gedämmtes Kalorimeter mit Deckel 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: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.
  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

AchtungOffenes, geschlossenes und isoliertes System verwechselt

So nicht
Eine verschlossene Thermoskanne ist ein geschlossenes System, weil sie zu ist.
So richtig
Offen: Stoff und Energie werden ausgetauscht. Geschlossen: nur Energie. Isoliert: weder Stoff noch Energie. Eine ideale Thermoskanne ist isoliert.

Prüfe zwei Fragen getrennt: Tritt Stoff durch die Grenze? Tritt Wärme durch die Grenze?

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Welcher Systemtyp liegt bei eine ungeöffnete Konservendose im Regal 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
    Welcher Systemtyp liegt bei ein Lagerfeuer im Freien 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
  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 20,0 auf 27,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = 27,5 − 20,0 = 7,5 K.
  2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 15.675 J.
  3. Das sind 15,68 kJ.
  1. ΔT = 27,5 − 20,0 = 7,5 K.
  2. Q = 500 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 15.675 J.
  3. Das sind 15,68 kJ.
Ergebnis:
15,68 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 24,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = 24,5 − 21,0 = 3,5 K.
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 24,5 − 21,0 = 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
    100 g Wasser werden von 20,0 auf 25,0 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 25,0 − 20,0 = 5,0 K.
    2. Q = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 5,0 K = 2090 J.
    3. Das sind 2,09 kJ.
    Ergebnis:
    2,09 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 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

AchtungWärme mit der Stoffmenge multipliziert

So nicht
445 kJ · 0,50 mol = 223 kJ/mol.
So richtig
Je mol ist die Wärme größer, wenn weniger als ein mol reagiert hat: 445 kJ : 0,50 mol = 890 kJ/mol.

Schätze das Ergebnis: Hat nur ein halbes mol so viel Wärme geliefert, muss ein ganzes mol mehr liefern.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Beim Lösen von 23,80 g Kaliumbromid (119 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 4,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    So fängst du an:
    n = 23,80 g : 119 g/mol = 0,20 mol.
    Lösung zeigen
    1. n = 23,80 g : 119 g/mol = 0,20 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 4,00 kJ : 0,20 mol.
    3. = 20 kJ/mol
    Ergebnis:
    20 kJ/mol
  2. ●11
    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
  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

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?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    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?
    So fängst du an:
    ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    Lösung zeigen
    1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ ΔfH(Produkte) = −353 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −394 kJ.
    3. ΔrH = 41 kJ, der Betrag ist 41 kJ.
    Ergebnis:
    41 kJ
  2. ●14
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 300 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 40 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −300 kJ, Schritt 2: +40 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −260 kJ, also werden 260 kJ frei.
    Ergebnis:
    260 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 Kaliumchlorid 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. ○16
    Beim Lösen von Ammoniumnitrat 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 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
    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)

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

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
    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
  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 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.
Schritt für Schritt
  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).
  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)

AchtungKoeffizienten der Gleichung nicht berücksichtigt

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

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

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Wie ändert sich bei 2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Aus drei Gasteilchen werden zwei.
    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
  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
    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)

Wann läuft eine Reaktion bei konstanter Temperatur freiwillig ab?
Schritt für Schritt
  1. ΔrG = ΔrH − T · ΔrS beschreibt die Triebkraft.
  2. Negatives ΔrG bedeutet: exergonisch.
  3. Dann läuft die Reaktion freiwillig ab.
  1. ΔrG = ΔrH − T · ΔrS beschreibt die Triebkraft.
  2. Negatives ΔrG bedeutet: exergonisch.
  3. Dann läuft die Reaktion freiwillig ab.
Ergebnis:
Wenn die freie Reaktionsenthalpie ΔrG negativ ist

AchtungNur exotherme Reaktionen laufen freiwillig ab

So nicht
Eine Reaktion läuft nur ab, wenn sie Wärme abgibt.
So richtig
Entscheidend ist ΔG = ΔH − T · ΔS. Eine endotherme Reaktion läuft freiwillig, wenn T · ΔS größer als ΔH ist.

Berechne ΔG für eine endotherme Reaktion bei hoher Temperatur und prüfe das Vorzeichen.

ÜbenJetzt du

  1. ○25
    NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) hat ΔrH = +176 kJ/mol und ΔrS = +285 J/(mol · K). Bestimme: Oberhalb welcher Temperatur läuft die Zersetzung freiwillig ab?
    So fängst du an:
    Grenze bei ΔrG = 0: T = ΔrH : ΔrS.
    Lösung zeigen
    1. Grenze bei ΔrG = 0: T = ΔrH : ΔrS.
    2. T = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K).
    3. T = 618 K
    Ergebnis:
    618 K
  2. ●26
    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
  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 250 kJ und die Produkte bei 50 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 250 kJ.
    3. Ea = 250 kJ − 0 kJ = 250 kJ
    Ergebnis:
    250 kJ
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein offenes Becherglas mit Wasser 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
  3. ●30
    300 g Wasser werden von 22,0 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 − 22,0 = 4,0 K.
    2. Q = 300 g · 4,18 J/(g · K) · 4,0 K = 5016 J.
    3. Das sind 5,02 kJ.
    Ergebnis:
    5,02 kJ
  4. ●31
    Beim Lösen von Harnstoff in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    Lösung zeigen
    1. Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
    2. Das System nimmt Wärme auf.
    3. Die Enthalpieänderung ist positiv.
    Ergebnis:
    Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  5. ●32
    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
    1. Schritt 1: −80 kJ, Schritt 2: +30 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −50 kJ, also werden 50 kJ frei.
    Ergebnis:
    50 kJ
  6. ●33
    Beim Lösen von Calciumchlorid in Wasser wird die Lösung warm. Was gilt für die molare Lösungsenthalpie?
    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

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 verschlossener Luftballon vor?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht

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

    36
    Ein Kalorimeter mit 200 g Wasser nimmt 8360 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    10 K

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

    37
    Beim Lösen von 15,00 g Harnstoff (60 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 3,75 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    15 kJ/mol

  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 Ammoniumnitrat 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 löst sich exotherm, obwohl seine Gitterenthalpie größer ist als bei Kaliumchlorid. Wie lässt sich das erklären?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert

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

    41
    Wie ändert sich bei C₁₂H₂₂O₁₁(s) → C₁₂H₂₂O₁₁(aq) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten

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

    42
    NH₄Cl(s) → NH₃(g) + HCl(g) hat ΔrH = 176 kJ/mol und ΔrS = 285 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    618 K

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Gleichung
zwei Rechnungen, die gleich viel wert sind
Produkt
was herauskommt, wenn man malnimmt

Lösungen

  1. 120 kJ
  2. 150 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  5. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 5,85 kJ
  8. 2,09 kJ
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. 20 kJ/mol
  11. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 41 kJ
  14. 260 kJ
  15. 283 kJ
  16. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  17. Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
  18. Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
  19. 783 kJ/mol
  20. 890 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
  23. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 618 K
  26. 370 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 250 kJ
  29. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  30. 5,02 kJ
  31. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  32. 50 kJ
  33. Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
  34. 110 kJ
  35. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  36. 10 K
  37. 15 kJ/mol
  38. 41 kJ
  39. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  40. Die kleinen Lithiumionen werden besonders stark hydratisiert
  41. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  42. 618 K