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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 −120 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 200 kJ und die Produkte bei −60 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 −60 kJ bis zum Gipfel bei 200 kJ.
    3. Ea = 200 kJ − (−60 kJ) = 260 kJ
    Ergebnis:
    260 kJ
  2. ●2
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 120 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 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

Eine verschlossene Thermoskanne mit heißem Tee wird als ideal gedämmt betrachtet. Welcher Systemtyp liegt vor?
Schritt für Schritt
  1. Verschlossen: Kein Stoff verlässt die Kanne.
  2. Ideal gedämmt: Auch keine Wärme geht hindurch.
  3. Ohne beides handelt es sich um ein isoliertes System.
  1. Verschlossen: Kein Stoff verlässt die Kanne.
  2. Ideal gedämmt: Auch keine Wärme geht hindurch.
  3. Ohne beides handelt es sich um ein isoliertes System.
Ergebnis:
Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie

AchtungOffenes, geschlossenes und isoliertes System verwechselt

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

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

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Welcher Systemtyp liegt bei ein Teller mit heißer Suppe 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: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.
    Ergebnis:
    Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  2. ●5
    Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch 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

200 g Wasser kühlen sich beim Lösen eines Salzes von 22,0 auf 19,5 Grad Celsius ab. Bestimme: Welche Wärme nimmt die Lösung auf? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = 22,0 − 19,5 = 2,5 K.
  2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 2,5 K = 2090 J.
  3. Das sind 2,09 kJ.
  1. ΔT = 22,0 − 19,5 = 2,5 K.
  2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 2,5 K = 2090 J.
  3. Das sind 2,09 kJ.
Ergebnis:
2,09 kJ

AchtungSpezifische Wärmekapazität vergessen

So nicht
Q = m · ΔT, also 100 g · 3,5 K = 350 J.
So richtig
Q = m · c · ΔT = 100 g · 4,18 J/(g · K) · 3,5 K = 1463 J. Die Wärmekapazität gehört in die Gleichung.

Prüfe die Einheiten: Joule ergeben sich nur, wenn g, J/(g · K) und K zusammenkommen.

ÜbenJetzt du

  1. ○7
    Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 8360 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = Q : (m · c).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = Q : (m · c).
    2. ΔT = 8360 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 4 K
    Ergebnis:
    4 K
  2. ●8
    Ein Kalorimeter mit 250 g Wasser nimmt 20.900 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 = 20.900 J : (250 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 20 K
    Ergebnis:
    20 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 10,60 g Lithiumchlorid (42,4 g/mol) in Wasser gibt die Lösung 9,25 kJ Wärme ab. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. n = 10,60 g : 42,4 g/mol = 0,25 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 9,25 kJ : 0,25 mol.
  3. = 37 kJ/mol
  1. n = 10,60 g : 42,4 g/mol = 0,25 mol.
  2. ΔLH = Q : n = 9,25 kJ : 0,25 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 Calciumchlorid 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. ●11
    Beim Lösen von 29,25 g Natriumchlorid (58,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 2,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 29,25 g : 58,5 g/mol = 0,50 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 2,00 kJ : 0,50 mol.
    3. = 4 kJ/mol
    Ergebnis:
    4 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: CH₄ + H₂O(g) → CO + 3 H₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CH₄) = −75 kJ/mol, ΔfH(H₂O(g)) = −242 kJ/mol, ΔfH(CO) = −111 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) = −111 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −317 kJ.
  3. ΔrH = 206 kJ, der Betrag ist 206 kJ.
  1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ ΔfH(Produkte) = −111 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −317 kJ.
  3. ΔrH = 206 kJ, der Betrag ist 206 kJ.
Ergebnis:
206 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: C₂H₂ + 2 H₂ → C₂H₆. Bildungsenthalpien: ΔfH(C₂H₂) = 227 kJ/mol, ΔfH(C₂H₆) = −85 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    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) = −85 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 227 kJ.
    3. ΔrH = −312 kJ, der Betrag ist 312 kJ.
    Ergebnis:
    312 kJ
  2. ●14
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 100 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 30 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −100 kJ, Schritt 2: +30 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −70 kJ, also werden 70 kJ frei.
    Ergebnis:
    70 kJ
  3. ★15
    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

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 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. ○16
    Beim Lösen von Kaliumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
    So fängst du an:
    Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
    Lösung zeigen
    1. Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
    2. Das System nimmt Wärme auf.
    3. Die Enthalpieänderung ist positiv.
    Ergebnis:
    Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  2. ●17
    Beim Lösen von 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)

Lithiumbromid: Gitterenthalpie +807 kJ/mol, Lösungsenthalpie −48 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.
  1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
  2. ΔHydrH = −48 kJ/mol − 807 kJ/mol.
  3. ΔHydrH = −855 kJ/mol, der Betrag ist 855 kJ/mol.
Ergebnis:
855 kJ/mol

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
    Rubidiumchlorid: Gitterenthalpie +680 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 − 680 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −663 kJ/mol, der Betrag ist 663 kJ/mol.
    Ergebnis:
    663 kJ/mol
  2. ●20
    Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
    2. Schritt 2: Die Ionen werden hydratisiert, das setzt Energie frei (negativ).
    3. Die Summe beider Schritte ist die Lösungsenthalpie.
    Ergebnis:
    ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
  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 Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) die Entropie des Systems?
Schritt für Schritt
  1. Aus gelösten Ionen wird ein geordneter Feststoff.
  2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
  3. Die Entropie nimmt ab.
  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 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 die Entropie bei der Reaktion CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)?
    So fängst du an:
    Auf der Eduktseite gibt es nur Feststoffe.
    Lösung zeigen
    1. Auf der Eduktseite gibt es nur Feststoffe.
    2. Auf der Produktseite entsteht ein Gas.
    3. Gase haben viel mehr Anordnungsmöglichkeiten, die Entropie nimmt zu.
    Ergebnis:
    Sie nimmt zu, weil ein Gas entsteht
  2. ●23
    Welcher Vorgang ist mit einer Zunahme der Entropie des Systems verbunden?
    Lösung zeigen
    1. Entropie wächst mit der Zahl der Anordnungsmöglichkeiten.
    2. Gasteilchen haben viel mehr davon als Flüssigkeitsteilchen.
    3. Beim Verdampfen nimmt die Entropie zu.
    Ergebnis:
    Verdampfen von Wasser zu Wasserdampf
  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 NO + O₂ → 2 NO₂ hat ΔrH = −114 kJ/mol und ΔrS = −147 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 = −114 kJ/mol : −0,147 kJ/(mol · K)
  3. T = 776 K (unterhalb freiwillig)
  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

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
    C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ hat ΔrH = −137 kJ/mol und ΔrS = −122 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 = −137 kJ/mol : −0,122 kJ/(mol · K)
    3. T = 1123 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1123 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 100 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 100 kJ.
    3. Ea = 100 kJ − (70 kJ) = 30 kJ
    Ergebnis:
    30 kJ
  2. ●29
    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. ●30
    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
    1. ΔT = Q : (m · c).
    2. ΔT = 6688 J : (400 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 4 K
    Ergebnis:
    4 K
  4. ●31
    Welche Gleichung beschreibt die Bildung von flüssigem Wasser aus den Elementen mit richtiger Zustandskennzeichnung?
    Lösung zeigen
    1. Bildung heißt: aus den Elementen in ihrem stabilen Zustand.
    2. Das sind H₂(g) und O₂(g).
    3. Das Produkt Wasser ist flüssig: H₂O(l).
    Ergebnis:
    H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)
  5. ●32
    Gleichung: 2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe. Bildungsenthalpien: ΔfH(Fe₂O₃) = −824 kJ/mol, ΔfH(Al₂O₃) = −1676 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
    2. Σ ΔfH(Produkte) = −1676 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −824 kJ.
    3. ΔrH = −852 kJ, der Betrag ist 852 kJ.
    Ergebnis:
    852 kJ
  6. ●33
    Wie ändert sich bei CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) die Entropie des Systems?
    Lösung zeigen
    1. Es entsteht ein Gas aus einem Feststoff.
    2. Mehr Teilchen oder freiere Teilchen bedeuten mehr Anordnungsmöglichkeiten.
    3. Die Entropie nimmt zu.
    Ergebnis:
    Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten

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 −40 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    180 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
    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).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    8,36 kJ

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

    37
    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
    Ergebnis:
    15 kJ/mol

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

    38
    Gleichung: CaCO₃ → CaO + CO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CaCO₃) = −1207 kJ/mol, ΔfH(CaO) = −635 kJ/mol, ΔfH(CO₂) = −394 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    178 kJ

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

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

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

    40
    Kaliumfluorid: Gitterenthalpie +829 kJ/mol, Lösungsenthalpie −18 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    847 kJ/mol

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

    41
    Wie ändert sich bei 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g) 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
    N₂O₄ → 2 NO₂ hat ΔrH = 57 kJ/mol und ΔrS = 176 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    324 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. 260 kJ
  2. 120 kJ
  3. Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
  4. Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  5. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  6. In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
  7. 4 K
  8. 20 K
  9. 0,55 J/(g · K)
  10. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  11. 4 kJ/mol
  12. 15,4 kJ/mol
  13. 312 kJ
  14. 70 kJ
  15. 260 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. 663 kJ/mol
  20. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. Sie nimmt zu, weil ein Gas entsteht
  23. Verdampfen von Wasser zu Wasserdampf
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 1123 K
  26. 370 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 30 kJ
  29. Die Gesamtenergie bleibt erhalten und wechselt nur die Form
  30. 4 K
  31. H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)
  32. 852 kJ
  33. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  34. 180 kJ
  35. Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
  36. 8,36 kJ
  37. 15 kJ/mol
  38. 178 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  40. 847 kJ/mol
  41. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Anordnungsmöglichkeiten
  42. 324 K