Chemie · Klasse 12 · Kapitel

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Chemische Thermodynamik: Energie, Enthalpie und Spontaneität

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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 200 kJ und die Produkte bei 30 kJ. Bestimme: Wie groß ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion?

Schritt für Schritt

Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Der Anstieg reicht vom Niveau 30 kJ bis zum Gipfel bei 200 kJ.
Ea = 200 kJ − (30 kJ) = 170 kJ

Die Rückreaktion beginnt bei den Produkten.
Der Anstieg reicht vom Niveau 30 kJ bis zum Gipfel bei 200 kJ.
Ea = 200 kJ − (30 kJ) = 170 kJ

Ergebnis:

170 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
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 Hinreaktion?
So fängst du an:
Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
Lösung zeigen
1. Die Hinreaktion beginnt bei den Edukten.
2. Der Anstieg reicht vom Niveau 0 kJ bis zum Gipfel bei 200 kJ.
3. Ea = 200 kJ − 0 kJ = 200 kJ
Ergebnis:
200 kJ
●2
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
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

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.

Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
Ergebnis: Isoliertes System, weder Stoff noch Energie.

Ergebnis:

Isoliertes System, weder Materie noch Wärmeenergie

AchtungOffenes, geschlossenes und isoliertes System verwechselt

So nicht

Eine verschlossene Thermoskanne ist ein geschlossenes System, weil sie zu ist.

So richtig

Offen: Stoff und Energie werden ausgetauscht. Geschlossen: nur Energie. Isoliert: weder Stoff noch Energie. Eine ideale Thermoskanne ist isoliert.

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

ÜbenJetzt du

○4
Welcher Systemtyp liegt bei ein zugeschmolzenes Glasröhrchen auf dem Tisch 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
●5
Welcher Systemtyp liegt bei ein brennendes Teelicht vor?
Lösung zeigen
1. Entscheidend ist, ob Stoff die Grenze passiert.
2. Ebenso entscheidend ist, ob Energie als Wärme die Grenze passiert.
3. Ergebnis: Offenes System, Austausch von Stoff und Energie.
Ergebnis:
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
★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

Ein Kalorimeter mit 500 g Wasser nimmt 41.800 J Wärme auf. Bestimme: Um wie viel Kelvin steigt die Temperatur? c = 4,18 J/(g · K).

Schritt für Schritt

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 41.800 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 20 K

ΔT = Q : (m · c).
ΔT = 41.800 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
ΔT = 20 K

Ergebnis:

20 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

○7
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).
So fängst du an:
ΔT = Q : (m · c).
Lösung zeigen
1. ΔT = Q : (m · c).
2. ΔT = 10.450 J : (500 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 5 K
Ergebnis:
5 K
●8
200 g Wasser werden von 22,0 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 − 22,0 = 3,0 K.
2. Q = 200 g · 4,18 J/(g · K) · 3,0 K = 2508 J.
3. Das sind 2,51 kJ.
Ergebnis:
2,51 kJ
★9
Ein Kalorimeter mit 250 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 : (250 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 4 K
Ergebnis:
4 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 Ammoniumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?

Schritt für Schritt

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
Die Enthalpieänderung ist positiv.

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
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

○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 Wärmeenergie an die Umgebung ab
●11
Beim Lösen von Natriumhydroxid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
1. Die Temperatur steigt: Die Lösung gibt Wärme an das Wasser ab.
2. Das System gibt Wärme ab.
3. Die Enthalpieänderung ist negativ.
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
★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

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = −111 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −317 kJ.
ΔrH = 206 kJ, der Betrag ist 206 kJ.

ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Σ ΔfH(Produkte) = −111 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −317 kJ.
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

○13
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 200 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 20 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
So fängst du an:
Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
Lösung zeigen
1. Schritt 1: −200 kJ, Schritt 2: +20 kJ.
2. Nach Hess werden die Enthalpien der Teilschritte addiert.
3. Summe: −180 kJ, also werden 180 kJ frei.
Ergebnis:
180 kJ
●14
Gleichung: 2 NO + O₂ → 2 NO₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(NO) = 90 kJ/mol, ΔfH(NO₂) = 33 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) = 66 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = 180 kJ.
3. ΔrH = −114 kJ, der Betrag ist 114 kJ.
Ergebnis:
114 kJ
★15
Gleichung: 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂. Bildungsenthalpien: ΔfH(H₂O₂) = −188 kJ/mol, ΔfH(H₂O(l)) = −286 kJ/mol; Elemente haben 0 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Reaktionsenthalpie ΔrH in kJ je Formelumsatz?
Lösung zeigen
1. ΔrH = Σ ΔfH(Produkte) − Σ ΔfH(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
2. Σ ΔfH(Produkte) = −572 kJ, Σ ΔfH(Edukte) = −376 kJ.
3. ΔrH = −196 kJ, der Betrag ist 196 kJ.
Ergebnis:
196 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

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
Die Enthalpieänderung ist positiv.

Die Temperatur sinkt: Das Wasser gibt Wärme an die Lösung ab.
Das System nimmt Wärme auf.
Die Enthalpieänderung ist positiv.

Ergebnis:

Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf

AchtungBeim Lösen ändert sich die Energie nicht

So nicht

Beim Lösen läuft keine Reaktion ab, also gibt es keinen Energieumsatz.

So richtig

Auch ohne neue Stoffe wird Energie umgesetzt: Gitter trennen kostet, Hydratation setzt frei. Die Temperatur zeigt den Unterschied.

Vergleiche die Temperatur vor und nach dem Lösen. Was sagt die Änderung über den Energieumsatz?

ÜbenJetzt du

○16
Beim Lösen von wasserfreies Magnesiumsulfat 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
●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 Wärme an die Umgebung ab
★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)

Kaliumchlorid: Gitterenthalpie +717 kJ/mol, Lösungsenthalpie +17 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Hydratationsenthalpie?

Schritt für Schritt

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = 17 kJ/mol − 717 kJ/mol.
ΔHydrH = −700 kJ/mol, der Betrag ist 700 kJ/mol.

ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, also ΔHydrH = ΔLH − ΔGitterH.
ΔHydrH = 17 kJ/mol − 717 kJ/mol.
ΔHydrH = −700 kJ/mol, der Betrag ist 700 kJ/mol.

Ergebnis:

700 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

○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
●20
Natriumchlorid: Gitterenthalpie +787 kJ/mol, Hydratationsenthalpie −783 kJ/mol. Bestimme: Wie groß ist der Betrag der Lösungsenthalpie?
Lösung zeigen
1. ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH.
2. ΔLH = 787 kJ/mol + (−783 kJ/mol).
3. ΔLH = +4 kJ/mol
Ergebnis:
4 kJ/mol
★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 ΔrS für CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)? S° in J/(mol · K): CaCO₃ 93, CaO 40, CO₂ 214.

Schritt für Schritt

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
ΔrS = (40 + 214) − 93 J/(mol · K).
ΔrS = 161 J/(mol · K)

ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte).
ΔrS = (40 + 214) − 93 J/(mol · K).
ΔrS = 161 J/(mol · K)

Ergebnis:

161 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

○22
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.
So fängst du an:
ΔrS = Σ S(Produkte) − Σ S(Edukte), jeder Wert mit seinem Koeffizienten.
Lösung zeigen
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)
●23
Wie ändert sich bei 2 NO₂(g) → N₂O₄(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
1. Aus zwei Gasteilchen wird eines.
2. Weniger Teilchen oder geordnetere Teilchen bedeuten weniger Anordnungsmöglichkeiten.
3. Die Entropie nimmt ab.
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
★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

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 92 kJ/mol : 0,199 kJ/(mol · K)
T = 462 K (oberhalb freiwillig)

Bei ΔrG = 0 gilt ΔrH = T · ΔrS, also T = ΔrH : ΔrS.
T = 92 kJ/mol : 0,199 kJ/(mol · K)
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

○25
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?
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 = 176 kJ/mol : 0,285 kJ/(mol · K)
3. T = 618 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
618 K
●26
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ hat ΔrH = −198 kJ/mol und ΔrS = −187 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 = −198 kJ/mol : −0,187 kJ/(mol · K)
3. T = 1059 K (unterhalb freiwillig)
Ergebnis:
1059 K
★27
N₂O₄ → 2 NO₂ hat ΔrH = 57 kJ/mol und ΔrS = 176 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 = 57 kJ/mol : 0,176 kJ/(mol · K)
3. T = 324 K (oberhalb freiwillig)
Ergebnis:
324 K

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
In einem Energiediagramm liegen die Edukte bei 0 kJ, der Gipfel bei 250 kJ und die Produkte bei 70 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
●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
●30
Ein Kalorimeter mit 100 g Wasser nimmt 836 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 = 836 J : (100 g · 4,18 J/(g · K))
3. ΔT = 2 K
Ergebnis:
2 K
●31
Beim Lösen von Kaliumbromid 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
●32
Warum taucht Sauerstoff O₂ in der Hess-Rechnung mit dem Wert 0 auf?
Lösung zeigen
1. Bildungsenthalpien beziehen sich auf die Elemente.
2. Elemente in stabiler Form sind der Nullpunkt.
3. Daher gilt ΔfH(O₂, g) = 0 kJ/mol.
Ergebnis:
Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
●33
Welche Wechselwirkung hält ein Natriumion in der Hydrathülle fest?
Lösung zeigen
1. Natrium ist positiv geladen.
2. Es wird von der negativen Seite des Wassers angezogen, dem Sauerstoff.
3. Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung.
Ergebnis:
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers

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

Ich lese Energiediagramme und unterscheide exotherme und endotherme Reaktionen sowie die Aktivierungsenergie.
34
In einem Energiediagramm liegen die Produkte tiefer als die Edukte. Was folgt daraus?
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Ergebnis:
Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
Ich nutze den ersten Hauptsatz als Energieerhaltung, unterscheide Systeme und deute Temperatur als Teilchenbewegung.
35
Eine verschlossene Thermoskanne mit heißem Tee wird als ideal gedämmt betrachtet. Welcher Systemtyp liegt vor?
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Ergebnis:
Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
Ich bestimme Wärmemengen mit der Kalorimetergleichung Q = m · c · ΔT.
36
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
Ergebnis:
10 K
Ich berechne molare Reaktionsenthalpien und benenne Bildungs-, Lösungs- und Verbrennungsenthalpie.
37
Beim Lösen von wasserfreies Magnesiumchlorid in Wasser steigt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
Ich berechne Reaktionsenthalpien mit dem Satz von Hess und mit Bildungsenthalpien.
38
Eine Reaktion verläuft in zwei Schritten. Schritt 1 gibt 120 kJ Wärme ab, Schritt 2 nimmt 30 kJ Wärme auf. Bestimme: Wie viel Wärme gibt die Gesamtreaktion insgesamt ab?
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Ergebnis:
90 kJ
Ich erkläre das Lösen von Salzen mit Ionengitter, Solvatation und Ion-Dipol-Wechselwirkungen.
39
Beim Lösen von Harnstoff in Wasser sinkt die Temperatur. Welche Aussage über die molare Lösungsenthalpie stimmt?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
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
Ich beschreibe die Entropie und berechne die Entropieänderung einer Reaktion (Leistungskurs).
41
Wie ändert sich bei 2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) die Entropie des Systems?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
Ich beurteile mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung, ob eine Reaktion freiwillig abläuft (Leistungskurs).
42
CH₄ + H₂O(g) → CO + 3 H₂ hat ΔrH = 206 kJ/mol und ΔrS = 216 J/(mol · K). Bestimme: Bei welcher Grenztemperatur ist ΔrG gleich Null?
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Ergebnis:
954 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

200 kJ
Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
Das System nimmt Wärme aus der Umgebung auf, die Enthalpie steigt
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
Offenes System, Austausch von Stoff und Energie
In Becher B, weil dort zehnmal so viel Wasser ist
5 K
2,51 kJ
4 K
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
15,4 kJ/mol
180 kJ
114 kJ
196 kJ
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
Negativ, die Lösung gibt Wärme an die Umgebung ab
Wassermoleküle sind fest in das Kristallgitter eingebaut
ΔLH = ΔGitterH + ΔHydrH, mit Vorzeichen
4 kJ/mol
Sie wird positiver, das Lösen verläuft weniger exotherm
242 J/(mol · K)
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Anordnungsmöglichkeiten
Nein, die Gesamtentropie nimmt zu, die Umgebung gewinnt mehr
618 K
1059 K
324 K
250 kJ
Geschlossenes System, nur Energie wird ausgetauscht
2 K
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
Als Element hat O₂ per Definition die Bildungsenthalpie Null
Ion-Dipol-Wechselwirkung mit dem Sauerstoff des Wassers
Die Reaktion ist exotherm, Energie geht an die Umgebung
Ein isoliertes System, ohne Austausch von Stoff und Energie
10 K
Negativ, die Lösung gibt Wärmeenergie an die Umgebung ab
90 kJ
Positiv, die Lösung nimmt Wärme aus der Umgebung auf
890 kJ/mol
Die Entropie nimmt ab, es gibt weniger Möglichkeiten
954 K