Typische Fehler

So wird oft gerechnet: „Die Lösung wird warm, also nimmt die Reaktion Wärme auf und ist endotherm (\(\Delta_r H>0\)).“

Richtig ist: Die Reaktion (das System) gibt Wärme an ihre Umgebung — Wasser, Glas, Thermometer — ab. Das Thermometer steigt, weil die Umgebung Energie erhält: exotherm, \(\Delta_r H<0\).

So wird oft gerechnet: Ein Gas gibt \(150\,\mathrm{kJ}\) Wärme ab, an ihm werden \(20\,\mathrm{kJ}\) Arbeit verrichtet: \(\Delta U=150-20=130\,\mathrm{kJ}\).

Richtig ist: Aus Sicht des Systems: \(Q=-150\,\mathrm{kJ}\), \(W=+20\,\mathrm{kJ}\), also \(\Delta U=Q+W=-130\,\mathrm{kJ}\).

So wird oft gerechnet: Spiritusbrenner-Versuch: \(Q=4{,}19\cdot0{,}92\cdot25{,}0\,\mathrm{J}=96\,\mathrm{J}\) — mit der Masse des verbrannten Ethanols.

Richtig ist: Die Wärme nimmt das Wasser auf: \(Q=4{,}19\cdot200\cdot25{,}0\,\mathrm{J}=20\,950\,\mathrm{J}\approx21{,}0\,\mathrm{kJ}\). Die Ethanolmasse dient nur zur Stoffmenge \(n=m/M\).

So wird oft gerechnet: Das Wasser nimmt \(5{,}61\,\mathrm{kJ}\) auf, \(n=0{,}100\,\mathrm{mol}\): \(\Delta_r H=+56{,}1\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

Richtig ist: Was das Wasser aufnimmt, hat die Reaktion abgegeben: \(\Delta_r H=-\frac{Q}{n}=-56{,}1\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

So wird oft gerechnet: \(\ce{3 O2 -> 2 O3}\): „Beide Stoffe sind Elemente, also \(\Delta_r H^\circ=0\).“

Richtig ist: Null gilt nur für die stabilste Form im Standardzustand (\(\ce{O2}\), Graphit). \(\Delta_f H^\circ(\ce{O3})=+142{,}7\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\), also \(\Delta_r H^\circ=2\cdot142{,}7=+285{,}4\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

So wird oft gerechnet: Ethen-Verbrennung: \(\Delta_r H^\circ=52{,}4-[2\cdot(-393{,}5)+2\cdot(-285{,}8)]=+1411{,}0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

Richtig ist: \(\Delta_r H^\circ=\sum\Delta_f H^\circ(\text{Produkte})-\sum\Delta_f H^\circ(\text{Edukte})=-1358{,}6-52{,}4=-1411{,}0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

So wird oft gerechnet: Ethen-Verbrennung: \(\Delta_r H^\circ=(-393{,}5)+(-285{,}8)-52{,}4=-731{,}7\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

Richtig ist: Laut Gleichung entstehen je \(2\,\mathrm{mol}\) \(\ce{CO2}\) und \(\ce{H2O}\): \(2\cdot(-393{,}5)+2\cdot(-285{,}8)-52{,}4=-1411{,}0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

So wird oft gerechnet: \(\ce{C + 1/2 O2 -> CO}\) aus \(-393{,}5\) und \(\ce{CO + 1/2 O2 -> CO2}\) (\(-283{,}0\)): \(-393{,}5+(-283{,}0)=-676{,}5\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

Richtig ist: Die zweite Gleichung muss umgekehrt werden (\(\ce{CO2 -> CO + 1/2 O2}\): \(+283{,}0\)): \(-393{,}5+283{,}0=-110{,}5\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

So wird oft gerechnet: NaCl: \(\Delta_L H=787+783=+1570\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\) — beide Beträge addiert.

Richtig ist: Gitter zerlegen kostet Energie (\(+787\)), Hydratation setzt Energie frei (\(-783\)): \(\Delta_L H=+787-783=+4\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\) (gerundete Werte).

So wird oft gerechnet: Brennwert Methan mit \(\Delta_f H^\circ(\ce{H2O(g)})=-241{,}8\): \(\Delta_c H=-802{,}5\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\), also \(50{,}0\,\mathrm{MJ\,kg^{-1}}\).

Richtig ist: Der Brennwert bezieht sich auf flüssiges Wasser: \(\Delta_c H=-890{,}5\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\), \(890{,}5:16{,}04=55{,}5\,\mathrm{MJ\,kg^{-1}}\). Mit Wasserdampf erhält man den (kleineren) Heizwert.

So wird oft gerechnet: Im Diagramm (Edukte 0, Maximum \(+80\), Produkte \(-60\)): \(E_A=80-(-60)=140\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

Richtig ist: \(E_A\) der Hinreaktion beginnt beim Niveau der Edukte: \(E_A=80\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\). Die \(140\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\) sind die Aktivierungsenergie der Rückreaktion.

So wird oft gerechnet: „Mit Katalysator ist \(E_A\) um \(50\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\) kleiner, also wird auch \(\Delta_r H\) um \(50\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\) negativer.“

Richtig ist: Edukte und Produkte bleiben dieselben, also bleibt \(\Delta_r H\) gleich (Satz von Hess). Der Katalysator senkt nur die Aktivierungsenergie — für Hin- und Rückreaktion gleichermaßen — und wird nicht verbraucht.