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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 Rückreaktion?
Schritt für Schritt
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau 30 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
  3. Ea = 100 kJ − (30 kJ) = 70 kJ
  1. Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
  2. Der Anstieg reicht vom Niveau 30 kJ bis zum Gipfel bei 100 kJ.
  3. Ea = 100 kJ − (30 kJ) = 70 kJ
Ergebnis:
70 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
    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?
    So fängst du an:
    Die Aktivierungsenergie reicht vom Niveau der Edukte bis zum Gipfel.
    Lösung zeigen
    1. Die Aktivierungsenergie reicht vom Niveau der Edukte bis zum Gipfel.
    2. Edukte liegen bei 0 kJ, der Gipfel bei 150 kJ.
    3. Ea = 150 kJ − 0 kJ = 150 kJ
    Ergebnis:
    150 kJ
  2. ●2
    In einem Energiediagramm liegen die Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?
    Lösung zeigen
    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
  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 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 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 brennendes Teelicht 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 verschlossener Luftballon 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
    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

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

MerkenKalorimetrie

Das Wasser nimmt Q = m · c · ΔT auf, c = 4,18 J/(g · K). ΔT ist eine Temperaturdifferenz.

BeispielKalorimetrie: Q = m · c · ΔT

Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 10.450 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
Schritt für Schritt
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 10.450 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 5 K
  1. ΔT = Q : (m · c).
  2. ΔT = 10.450 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
  3. ΔT = 5 K
Ergebnis:
5 K

AchtungMassen von Wasser und Probe vertauscht

So nicht
Das Wasser hat 80 g, das Metall 200 g, deshalb setze ich es so ein.
So richtig
Die Masse in der Gleichung gehört zum Körper, der Wärme aufnimmt oder abgibt. Wasser: 200 g, Metall: 80 g.

Schreib die Gleichung für jeden Körper getrennt auf, mit seiner eigenen Masse und seinem eigenen c.

ÜbenJetzt du

  1. ○7
    Ein Kalorimeter mit 400 g Wasser nimmt 8360 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    So fängst du an:
    ΔT = Q : (m · c).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = Q : (m · c).
    2. ΔT = 8360 J : (400 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 5 K
    Ergebnis:
    5 K
  2. ●8
    400 g Wasser werden von 19,0 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 − 19,0 = 8,0 K.
    2. Q = 400 g · 4,18 J/(g · K) · 8,0 K = 13.376 J.
    3. Das sind 13,38 kJ.
    Ergebnis:
    13,38 kJ
  3. ★9
    Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 4180 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 = 4180 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
    3. ΔT = 10 K
    Ergebnis:
    10 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

Bei der Verbrennung von 0,50 mol Methan werden 445 kJ frei. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Verbrennungsenthalpie?
Schritt für Schritt
  1. Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
  2. 445 kJ : 0,50 mol
  3. = 890 kJ/mol
  1. Molare Enthalpie: Wärme geteilt durch Stoffmenge.
  2. 445 kJ : 0,50 mol
  3. = 890 kJ/mol
Ergebnis:
890 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 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?
    So fängst du an:
    n = 10,70 g : 53,5 g/mol = 0,20 mol.
    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
  2. ●11
    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
  3. ★12
    Beim Lösen von 37,25 g Kaliumchlorid (74,5 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 8,50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 37,25 g : 74,5 g/mol = 0,50 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 8,50 kJ : 0,50 mol.
    3. = 17 kJ/mol
    Ergebnis:
    17 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
    Eine Reaktion A → C verläuft direkt mit 100 kJ Wärmeabgabe. Auf dem Umweg A → B → C werden im ersten Schritt 60 kJ frei. Bestimme: Wie viel Wärme wird im Schritt B → C frei?
    So fängst du an:
    Nach Hess ist die Summe der Teilschritte gleich der Gesamtreaktion.
    Lösung zeigen
    1. Nach Hess ist die Summe der Teilschritte gleich der Gesamtreaktion.
    2. 100 kJ = 60 kJ + x.
    3. x = 40 kJ
    Ergebnis:
    40 kJ
  2. ●14
    Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 100 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
    Lösung zeigen
    1. Schritt 1: −100 kJ, Schritt 2: +50 kJ.
    2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
    3. Summe: −50 kJ, also werden 50 kJ frei.
    Ergebnis:
    50 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 wasserfreies Magnesiumsulfat 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 Wärmeenergie 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 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 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 Wärmeenergie 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)

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

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
    Die Gitterenthalpie wird als Energie zum Trennen des Gitters positiv angegeben. Wie hängt die Lösungsenthalpie mit Gitter- und Hydratationsenthalpie zusammen?
    So fängst du an:
    Schritt 1: Das Gitter wird getrennt, das kostet Energie (positiv).
    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
  2. ●20
    Calciumchlorid: Gitterenthalpie +2258 kJ/mol, Lösungsenthalpie −83 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
    2. ΔHydrH = −83 kJ/mol − 2258 kJ/mol.
    3. ΔHydrH = −2341 kJ/mol, der Betrag ist 2341 kJ/mol.
    Ergebnis:
    2341 kJ/mol
  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 N₂O₄(g) → 2 NO₂(g)? S° in J/(mol · K): N₂O₄ 304, NO₂ 240.
Schritt für Schritt
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 480 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 304 J/(mol · K).
  3. ΔrS = 176 J/(mol · K), der Betrag ist 176 J/(mol · K).
  1. ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
  2. Σ S(Produkte) = 480 J/(mol · K), Σ S(Edukte) = 304 J/(mol · K).
  3. ΔrS = 176 J/(mol · K), der Betrag ist 176 J/(mol · K).
Ergebnis:
176 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 H₂O(s) → H₂O(l) die Entropie des Systems?
    So fängst du an:
    Aus dem geordneten Eis wird eine Flüssigkeit.
    Lösung zeigen
    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 Möglichkeiten
  2. ●23
    Wie ändert sich bei Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) die Entropie des Systems?
    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
  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 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ hat ΔrH = −198 kJ/mol und ΔrS = −187 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 = −198 kJ/mol : −0,187 kJ/(mol · K)
    3. T = 1059 K (unterhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1059 K
  2. ●26
    CaCO₃ → CaO + CO₂ hat ΔrH = 178 kJ/mol und ΔrS = 161 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 = 178 kJ/mol : 0,161 kJ/(mol · K)
    3. T = 1106 K (oberhalb freiwillig)
    Ergebnis:
    1106 K
  3. ★27
    Die Ammoniaksynthese hat ΔrH = −92 kJ/mol und ΔrS = −199 J/(mol · K). Was gilt für die Freiwilligkeit?
    Lösung zeigen
    1. T = ΔrH : ΔrS = 92 kJ/mol : 0,199 kJ/(mol · K) = 462 K.
    2. ΔrS ist negativ: Der Term −T · ΔrS wird mit steigender Temperatur positiver.
    3. Unterhalb von 462 K ist ΔrG negativ.
    Ergebnis:
    Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab

Vermischte Übungen

Alles durcheinander – wie in der Arbeit. Überleg bei jeder Aufgabe zuerst: Welches Ziel ist das?

Üben

  1. ●28
    In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 120 kJ und die Produkte bei −60 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Hinreaktion?
    Lösung zeigen
    1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
    2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 120 kJ.
    3. Ea = 120 kJ − 0 kJ = 120 kJ
    Ergebnis:
    120 kJ
  2. ●29
    Welcher Systemtyp liegt bei ein Teller mit heißer Suppe 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
    200 g Wasser werden von 22,0 auf 29,5 Grad Celsius erwärmt. Bestimme: Wie viel Wärme nimmt das Wasser auf? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    1. ΔT = 29,5 − 22,0 = 7,5 K.
    2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 7,5 K = 6270 J.
    3. Das sind 6,27 kJ.
    Ergebnis:
    6,27 kJ
  4. ●31
    Beim Lösen von 30,00 g Harnstoff (60 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 7,50 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    1. n = 30,00 g : 60 g/mol = 0,50 mol.
    2. ΔLH = Q : n = 7,50 kJ : 0,50 mol.
    3. = 15 kJ/mol
    Ergebnis:
    15 kJ/mol
  5. ●32
    Bestimme: Mit ΔfH(CH₄) = −75, ΔfH(CO₂) = −394 und ΔfH(H₂O, l) = −286 kJ/mol: Wie viel Wärme je mol Methan wird bei CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l) frei?
    Lösung zeigen
    1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte).
    2. ΔrH = (−394 + 2 · (−286)) − (−75) kJ/mol.
    3. ΔrH = −891 kJ/mol, also werden 891 kJ frei.
    Ergebnis:
    891 kJ
  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 100 kJ und die Produkte bei 50 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    50 kJ

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

    35
    Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch 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 3344 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    4 K

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

    37
    Beim Lösen von 83,00 g Kaliumiodid (166 g/mol) in Wasser nimmt die Lösung 10,00 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der molaren Lösungsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    20 kJ/mol

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

    38
    Gleichung: CaO + H₂O(l) → Ca(OH)₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(CaO) = −635 kJ/mol, ΔfH(H₂O(l)) = −286 kJ/mol, ΔfH(Ca(OH)₂) = −986 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    65 kJ

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

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

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

    40
    Magnesiumchlorid: Gitterenthalpie +2526 kJ/mol, Lösungsenthalpie −155 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    2681 kJ/mol

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

    41
    Wie groß ist der Betrag von ΔrS für 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g)? S° in J/(mol · K): H₂O₂ 110, H₂O(l) 70, O₂ 205.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    125 J/(mol · K)

  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. 150 kJ
  2. Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
  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. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  7. 5 K
  8. 13,38 kJ
  9. 10 K
  10. 15 kJ/mol
  11. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  12. 17 kJ/mol
  13. 40 kJ
  14. 50 kJ
  15. 283 kJ
  16. Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
  17. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  18. Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
  19. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
  20. 2341 kJ/mol
  21. Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
  22. Die Entropie nimmt zu, es gibt mehr Möglichkeiten
  23. Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
  24. Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
  25. 1059 K
  26. 1106 K
  27. Sie läuft nur unterhalb von etwa 462 K freiwillig ab
  28. 120 kJ
  29. Offenes System, Austausch von Materie und Wärmeenergie
  30. 6,27 kJ
  31. 15 kJ/mol
  32. 891 kJ
  33. Sie ist negativ, das System gibt Wärme ab
  34. 50 kJ
  35. Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
  36. 4 K
  37. 20 kJ/mol
  38. 65 kJ
  39. Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
  40. 2681 kJ/mol
  41. 125 J/(mol · K)
  42. 324 K