Die freie Enthalpie: Übungen – Chemie Leistungskurs

A1

Stimmt's? — Freie Enthalpie

AFB I

Nennen Sie jeweils, ob die Aussage zutrifft.

Fünf Aussagen nacheinander. Eine falsche Einschätzung reicht — dann startest du die Serie mit „Neue Runde“ neu.

Aussage 1 von 5

ΔG ist ein Richtungskriterium — kein Maß für das Tempo.

Ansatz: ΔG = −T·ΔS_ges

Weiter: Denken Sie an Erdgas und Luft.

A2

Wann freiwillig?

AFB I

Ordnen Sie die Vorgänge nach dem Temperaturbereich ein, in dem sie freiwillig ablaufen.

Ziehe jede Karte in den passenden Korb — oder wähle sie mit Enter aus und drücke dann die Ziffer des Korbs (0 legt sie zurück).

1bei jeder Temperatur

2bei keiner Temperatur

3nur bei tiefer Temperatur

4nur bei hoher Temperatur

Erst die Vorzeichen von ΔH und ΔS bestimmen: Aus Feststoffen entstehende Gase bedeuten ΔS > 0. Kondensieren und Gefrieren sind exotherm, aber mit ΔS < 0 — nur unterhalb des Siede- bzw. Schmelzpunkts freiwillig.

Ansatz: Für jede Zeile: Vorzeichen von ΔH und ΔS notieren.

Weiter: Phasenübergänge: Umschlagtemperatur = Schmelz- oder Siedetemperatur.

A3

Fachbegriffe verknüpfen

AFB I

Ordnen Sie jedem Begriff die passende Beschreibung zu.

Klicke links einen Eintrag an und dann rechts den passenden — es entsteht eine Verbindungslinie. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, ↑/↓ zum Wandern.

Exergonisch/endergonisch bezieht sich auf ΔG, exotherm/endotherm auf ΔH — nicht verwechseln.

Ansatz: „Ergon“ heißt Arbeit, „thermos“ Wärme.

Weiter: Der Entropieterm trägt die Temperatur.

A4

Methanolsynthese

AFB II

Methanol wird technisch nach \(\ce{CO(g) + 2 H2(g) -> CH3OH(g)}\) hergestellt. \(\Delta_f H^\circ\): CO −110,5; CH₃OH(g) −201,0 kJ/mol. \(S^\circ\): CO 197,7; H₂ 130,7; CH₃OH(g) 239,9 J/(mol·K). Berechnen Sie \(\Delta_r G^\circ\) bei 25 °C.

Rechne selbst und trage das Ergebnis ein — Enter prüft direkt.

\(\Delta_r H^\circ = -201{,}0 + 110{,}5 = -90{,}5\,\text{kJ/mol}\); \(\Delta_r S^\circ = 239{,}9 - (197{,}7 + 2\cdot 130{,}7)\) \(= -219{,}2\,\text{J/(mol}\cdot\text{K)}\). \(\Delta_r G^\circ = -90{,}5 - 298\cdot(-0{,}2192)\) \(= -25{,}2\,\text{kJ/mol}\). Häufiger Fehler: −219,2 ohne Umrechnung in kJ einsetzen.

Ansatz: Erst ΔrH° und ΔrS° aus den Tabellenwerten.

Weiter: ΔS in kJ/(mol·K) umrechnen, T = 298 K.

A5

Wassergas aus Koks

AFB II

Für die Wassergas-Reaktion \(\ce{C + H2O -> CO + H2}\) (Wasser gasförmig) gilt \(\Delta_r H^\circ = +131{,}3\,\text{kJ/mol}\) und \(\Delta_r S^\circ = +133{,}9\,\text{J/(mol}\cdot\text{K)}\). Ermitteln Sie die Größen.

Rechne die Kette Schritt für Schritt: Erst wenn ein Schritt stimmt, wird der nächste freigeschaltet. Enter prüft.

\(\Delta_r G^\circ\) (25 °C) = kJ/mol
\(T_U\) = K
\(\Delta_r G^\circ\) (1000 °C) = kJ/mol

\(\Delta G = 131{,}3 - 298\cdot 0{,}1339 = +91{,}4\,\text{kJ/mol}\); \(T_U = \frac{131{,}3}{0{,}1339}\,\text{K} = 981\,\text{K}\); bei 1273 K: \(\Delta G = 131{,}3 - 1273\cdot 0{,}1339\) \(= -39{,}2\,\text{kJ/mol}\). Entropiegetrieben: Aus einem Gasteilchen werden zwei.

Ansatz: 1000 °C = 1273 K.

Weiter: ΔH und ΔS haben gleiche Vorzeichen — es gibt eine Umschlagtemperatur.

A6

Lückentext: Herleitung

AFB II

Erläutern Sie mit den Fachbegriffen, wie die Gibbs-Helmholtz-Gleichung entsteht.

Wort anklicken, dann Lücke anklicken (oder umgekehrt) — mit Tab und Enter geht es genauso. Ein Klick auf eine gefüllte Lücke legt das Wort zurück.

Aus ΔS_ges = ΔS − ΔH/T folgt durch Multiplikation mit die freie Enthalpie ΔG = ΔH − T·ΔS. Der Summand ΔH heißt , der Summand −T·ΔS heißt . Ist ΔG negativ, nennt man die Reaktion ; die Gesamtentropie ist dann .

Das Minuszeichen beim Multiplizieren dreht die Bedingung um: ΔS_ges > 0 wird zu ΔG < 0.

Ansatz: Womit muss man ΔS_ges multiplizieren, damit ΔH ohne Bruch dasteht?

Weiter: ΔG = −T·ΔS_ges.

A7

ΔG im Kopf abschätzen

AFB II

Schätzen Sie \(\Delta G\) ohne Taschenrechner ab. Stufen: stark negativ (< −100), negativ (−100 bis −10), ≈ 0 (−10 bis +10), positiv (+10 bis +100), stark positiv (> +100), jeweils in kJ/mol.

Wähle für jede Zeile eine Stufe: 1 = stark negativ, 2 = negativ, 3 = ≈ 0, 4 = positiv, 5 = stark positiv. Mit der Tastatur: Tab zur Zeile, ←/→ zwischen den Stufen, Enter setzt.

1 = stark negativ5 = stark positiv

ΔH = +50 kJ/mol, ΔS = −50 J/(mol·K), T = 300 K

ΔH = −200 kJ/mol, ΔS = +50 J/(mol·K), T = 300 K

ΔH = +30 kJ/mol, ΔS = +100 J/(mol·K), T = 300 K

ΔH = +180 kJ/mol, ΔS = −40 J/(mol·K), T = 500 K

ΔH = −50 kJ/mol, ΔS = −100 J/(mol·K), T = 300 K

Werte: +65; −215; 0; +200; −20 kJ/mol. Trick: T·ΔS in kJ ist T·ΔS/1000 — bei 300 K und 100 J/(mol·K) also 30 kJ/mol.

Ansatz: T·ΔS/1000 zuerst im Kopf bilden.

Weiter: Vorzeichen von −T·ΔS beachten.

A8

Fehlersuche im Lernzettel

AFB III

Überprüfen Sie den Lernzettel und markieren Sie die falschen Zeilen.

In diesem Text stecken Fehler. Klicke genau die falschen Zeilen an — die richtigen musst du stehen lassen.

Die Einheitenfalle in Zeile 2 macht aus einer exergonischen Reaktion scheinbar eine stark endergonische.

Ansatz: Einheiten, Kinetik und Vorzeichen prüfen.

Weiter: Drei Zeilen sind falsch.

A9

Mix: Thermodynamik trifft Kinetik

AFB III

Entscheiden Sie mit 1.2.3 und 1.3.1 für jeden Vorgang bei 25 °C, ob er exotherm (ΔH < 0) und exergonisch (ΔG < 0) ist und ob er ohne Zündung oder Katalysator merklich abläuft.

Setze alle zutreffenden Kreuze — in manchen Zeilen passen mehrere. Enter setzt und löscht.

Vorgang	ΔH < 0	ΔG < 0	läuft ab
Diamant wandelt sich in Graphit um
Erdgas strömt ohne Zündung in Luft
H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq) → 2 H₂O(l)
KCl löst sich in Wasser ΔH = +17,2 kJ/mol, ΔS = +76,4 J/(mol·K)
Glucose bildet sich im Dunkeln aus CO₂ und H₂O

Diamant → Graphit (ΔG = −2,9 kJ/mol) und Methan + O₂ sind exergonisch, aber kinetisch gehemmt. KCl löst sich endotherm, aber exergonisch (ΔG = 17,2 − 298·0,0764 = −5,6 kJ/mol). Die Glucosebildung ist stark endergonisch und braucht die Energie des Lichts.

Ansatz: Exergonisch ist notwendig, aber nicht hinreichend für einen beobachtbaren Ablauf.

Weiter: Hohe Aktivierungsenergie = gehemmt.

A10

Trickaufgabe: Die Einheitenfalle

AFB III

Für eine Reaktion gilt \(\Delta H = -120\,\text{kJ/mol}\) und \(\Delta S = -240\,\text{J/(mol}\cdot\text{K)}\). Ein Mitschüler rechnet \(T_U = \frac{-120}{-240} = 0{,}5\,\text{K}\) und folgert: „Die Reaktion läuft nur unterhalb von 0,5 K freiwillig.“ Beurteilen Sie, welche Aussagen zutreffen.

Mehrere Antworten sind richtig. Markiere alle zutreffenden und klicke dann auf „Prüfen“.

Die Falle: kJ durch J geteilt. Richtig: T_U = 120 000 J/mol ÷ 240 J/(mol·K) = 500 K. Bei 298 K: ΔG = −120 + 71,5 = −48,5 kJ/mol; bei 573 K: ΔG = −120 + 137,5 = +17,5 kJ/mol.

Ansatz: Rechnen Sie ΔH in J/mol um.

Weiter: Enthalpiegetrieben: freiwillig unterhalb von T_U.

Übungen: Die freie Enthalpie

Übungsaufgaben