Warum wird das eine Salz im Wasser heiß und das andere eiskalt? Zwei Energiebeträge ringen miteinander.
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Übungsaufgaben
Zehn Übungen zum Klicken, Zuordnen, Rechnen und Knobeln — von AFB I bis AFB III, mit einer Mix-Aufgabe aus früheren Unterkapiteln und einer Trickaufgabe. Jede Übung gibt sofort Rückmeldung; bei Schwierigkeiten helfen die gestuften Tipps.
A1
Lösen in zwei Schritten
AFB I
Beschreiben Sie den Lösevorgang eines Salzes, indem Sie den Lückentext vervollständigen — ein Wort bleibt übrig.
Wort anklicken, dann Lücke anklicken (oder umgekehrt) — mit Tab und Enter geht es genauso. Ein Klick auf eine gefüllte Lücke legt das Wort zurück.
Zuerst wird das aufgebrochen; dieser Schritt ist . Dann umgibt sich jedes Ion mit einer aus Wassermolekülen; dieser Schritt ist . Die Lösungsenthalpie ist die aus Gitterenthalpie und Hydratationsenthalpie.
„Elektronenpaarbindungen“ bleibt übrig: Ein Ionengitter wird durch elektrostatische Anziehung zusammengehalten, nicht durch Elektronenpaarbindungen. Beim Lösen bleiben die Ionen als solche erhalten.
Gitter zerlegen kostet Energie, Anlagern von Wassermolekülen setzt Energie frei.
Die Lösungsenthalpie ist die Bilanz der beiden Schritte.
A2
Endotherm oder exotherm?
AFB I
Ordnen Sie die Teilschritte und Vorgänge zu (Lösungsenthalpien: \(\ce{NaOH}\) −44,5; \(\ce{KNO3}\) +34,9 kJ/mol).
Ziehen Sie jede Karte in den passenden Korb — oder wählen Sie sie mit Enter aus und drücken Sie dann die Ziffer des Korbs (0 legt sie zurück).
1endotherm
2exotherm
Gitterbildung und Gitterzerlegung sind Umkehrungen voneinander — gleiche Beträge, entgegengesetzte Vorzeichen. Ob ein Salz sich endotherm oder exotherm löst, lässt sich nur aus der Bilanz beider Teilschritte oder aus der Messung ablesen.
Energie aufwenden = endotherm.
Verdunsten kennen Sie vom Schwitzen — es kühlt.
A3
Was passiert beim Lösen?
AFB I
Erklären Sie den Lösevorgang auf Teilchenebene, indem Sie jedem Begriff die passende Beschreibung zuordnen.
Klicken Sie links einen Eintrag an und dann rechts den passenden — es entsteht eine Verbindungslinie. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, ↑/↓ zum Wandern.
Wassermoleküle sind Dipole. Ihr negativ polarisiertes O-Atom lagert sich an Kationen an, die positiv polarisierten H-Atome an Anionen. Diese Ion-Dipol-Anziehung setzt die Hydratationsenthalpie frei.
Gegensätzliche Ladungen ziehen sich an.
Im Wassermolekül trägt das O-Atom die negative Teilladung.
A4
Hydratationsenthalpie von Lithiumchlorid
AFB II
Für Lithiumchlorid gilt: Gitterenthalpie \(\Delta_G H\) (Energie, um 1 mol Salz in freie Ionen zu zerlegen, positiv) = +853 kJ/mol, Lösungsenthalpie \(\Delta_L H = -37{,}0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\). Berechnen Sie die Hydratationsenthalpie.
Rechnen Sie selbst und tragen Sie das Ergebnis ein — Enter prüft direkt. Dezimalzahlen mit Komma oder Punkt.
kJ/mol
\(\Delta_L H = \Delta_G H + \Delta_{Hyd} H\) \(\Rightarrow\) \(\Delta_{Hyd} H = -37{,}0 - 853 = -890\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\). Beide Teilbeträge sind rund 25-mal so groß wie die Lösungsenthalpie — die Bilanz ist eine kleine Differenz großer Zahlen.
Stellen Sie \(\Delta_L H = \Delta_G H + \Delta_{Hyd} H\) um.
Das Ergebnis muss negativ sein und betragsmäßig größer als 853.
A5
Kaliumnitrat im Kalorimeter
AFB II
10,1 g Kaliumnitrat (\(M = 101{,}10\,\mathrm{g\,mol^{-1}}\)) werden in 100 g Wasser gelöst; die Temperatur der Lösung (110,1 g) sinkt um 7,4 K. Bestimmen Sie die Lösungsenthalpie (\(c = 4{,}19\,\mathrm{J\,g^{-1}\,K^{-1}}\)).
Füllen Sie alle Felder aus und prüfen Sie dann. Enter in einem Feld prüft ebenfalls. Dezimalzahlen mit Komma oder Punkt.
Größe
Wert
von der Lösung abgegebene Wärme in J
Stoffmenge Kaliumnitrat in mol
\(\Delta_L H\) in \(\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\)
\(Q = 4{,}19\cdot110{,}1\cdot7{,}4\,\mathrm{J} = 3414\,\mathrm{J}\). Diese Energie hat das Lösen dem Wasser entzogen, deshalb ist \(\Delta_L H\) positiv: \(+3{,}414\,\mathrm{kJ}/0{,}0999\,\mathrm{mol} = +34{,}2\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\) (Tabelle: +34,9).
Bei Abkühlung gibt das Wasser Wärme an den Lösevorgang ab.
Endotherm heißt: \(\Delta_L H > 0\).
A6
Kupfersulfat nimmt Wasser auf
MixAFB II
Die Hydratisierung \(\ce{CuSO4(s) + 5 H2O(l) -> CuSO4.5H2O(s)}\) lässt sich nicht direkt messen. 3,19 g wasserfreies Kupfersulfat (\(M = 159{,}61\,\mathrm{g\,mol^{-1}}\)) werden in Wasser gelöst; die Lösung (103 g) erwärmt sich um 3,4 K. Für das Pentahydrat gilt \(\Delta_L H = +6{,}2\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\). Ermitteln Sie die Reaktionsenthalpie der Hydratisierung.
Rechnen Sie die Kette Schritt für Schritt: Erst wenn ein Schritt stimmt, wird der nächste freigeschaltet. Enter prüft. Dezimalzahlen mit Komma oder Punkt, negative Werte mit Minuszeichen.
Stoffmenge \(n(\ce{CuSO4})\)mol
vom Wasser aufgenommene WärmekJ
\(\Delta_L H(\ce{CuSO4})\)kJ/mol
Reaktionsenthalpie der HydratisierungkJ/mol
Satz von Hess: Lösen des wasserfreien Salzes = Hydratisieren + Lösen des Pentahydrats. Also \(\Delta_r H = \Delta_L H(\ce{CuSO4}) - \Delta_L H(\ce{CuSO4.5H2O}) = -73{,}4 - 6{,}2 = -79{,}6\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\) (Tabelle: −79,3). Kalorimetrie und Hess zusammen machen eine unmessbare Größe zugänglich.
Kalorimetrie wie in 1.2.1: \(Q = c\cdot m\cdot\Delta T\), \(\Delta_L H = -Q/n\).
Hess wie in 1.2.3: Beide Wege führen zur selben Lösung — zeichnen Sie das Dreieck.
A7
Fünf Salze im Vergleich
AFB II
Vergleichen Sie die Salze anhand ihrer Lösungsenthalpie — die am stärksten exotherme oben (Werte in \(\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\)).
Salz
\(\Delta_G H\)
\(\Delta_{Hyd} H\)
LiCl
+853
−890
NaOH
+887
−931,5
KCl
+717
−700
KNO₃
+685
−650
CaCl₂
+2258
−2339
Ziehen Sie die Karten in die richtige Reihenfolge — mit der Tastatur: ↑/↓ verschiebt, Shift+↑/↓ wechselt nur den Fokus.
1CaCl₂
2NaOH
3LiCl
4KCl
5KNO₃
Lösungsenthalpien: \(\ce{CaCl2}\) −81, NaOH −44,5, LiCl −37, KCl +17, \(\ce{KNO3}\) +35 kJ/mol. Weder die größte Gitterenthalpie noch die größte Hydratationsenthalpie allein bestimmen das Ergebnis — nur die Differenz.
Addieren Sie für jedes Salz beide Werte.
Das Salz mit der größten Gitterenthalpie liegt ganz oben.
A8
Trickaufgabe: Warm oder kalt?
TrickAFB III
Zwei Gruppen lösen je 0,1 mol „Magnesiumsulfat“ in Wasser. Gruppe A beobachtet eine deutliche Erwärmung, Gruppe B eine leichte Abkühlung. Gruppe B hat Bittersalz (\(\ce{MgSO4.7H2O}\)) verwendet. Beurteilen Sie die Aussagen.
Mehrere Antworten sind richtig. Markieren Sie alle zutreffenden und klicken Sie dann auf „Prüfen“.
Die Endzustände sind gleich (hydratisierte \(\ce{Mg^2+}\)- und \(\ce{SO4^2-}\)-Ionen), die Anfangszustände nicht. Beim Hydrat ist die Hydratation teilweise „vorweggenommen“, deshalb fehlt dieser exotherme Beitrag beim Lösen. Dasselbe Muster zeigt Kupfersulfat in A6.
Vergleichen Sie Anfangs- und Endzustand beider Versuche.
Was ist im Kristall des Hydrats schon passiert?
A9
Fehlersuche im Heft
AFB III
Sechs Sätze aus einem Heft — drei davon sind falsch. Überprüfen Sie die Aussagen.
In diesem Text stecken Fehler. Klicken Sie genau die falschen Zeilen an — die richtigen müssen stehen bleiben.
Die Fehler in Zeile 4 und 5 entstehen, wenn man die Temperatur der Lösung mit dem Vorzeichen von \(\Delta_L H\) verwechselt: Kühlt die Lösung ab, hat das System Wärme aufgenommen.
Anziehung setzt Energie frei.
Abkühlung der Lösung ↔ endothermer Lösevorgang ↔ positives \(\Delta_L H\).
A10
Ein Wärmepack schätzen
AFB III
Ein Wärmepack enthält 20 g wasserfreies Lithiumchlorid (\(M = 42{,}39\,\mathrm{g\,mol^{-1}}\), \(\Delta_L H = -37{,}0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\)) und 100 g Wasser von 20 °C. Schätzen Sie die Endtemperatur ab (Wärmeverluste vernachlässigt, \(c = 4{,}19\,\mathrm{J\,g^{-1}\,K^{-1}}\) für die ganze Lösung).
Schieben Sie den Regler auf Ihre Antwort — Pfeiltasten bewegen ihn schrittweise. Nach dem Prüfen sehen Sie den Trefferbereich.
20 °C80 °C
\(n = 20/42{,}39 = 0{,}472\,\mathrm{mol}\), \(|Q| = 0{,}472\cdot37{,}0 = 17{,}5\,\mathrm{kJ}\). Diese Wärme erwärmt 120 g Lösung: \(\Delta T = 17\,500/(4{,}19\cdot120) \approx 35\,\mathrm{K}\), also etwa 55 °C. Wer nur 100 g ansetzt, kommt auf rund 62 °C.
Stoffmenge, Wärme, Temperaturänderung — in dieser Reihenfolge.
