I. Energetik chemischer Reaktionen 1) Licht als Energieform 2

I. Energetik chemischer Reaktionen
1) Licht als Energieform
2) Wärme als Energieform
3) Elektrizität als Energieform
4) Die Triebkraft chemischer Reaktionen
Schlüsselbegriffe
1. "Licht als Energieform": elektromagnetische Strahlung, Wellenlänge, sichtbares Licht,
weißes Licht, farbiges Licht, Farbigkeit, Komplementärfarbe, Energie des Lichts,
Chlorophyll, Photosynthese, Plancksches Wirkungsquantum, Absorption und Emission,
Flammenfärbung, Gasentladungsröhren, Grundzustand, Angeregter Zustand,
Chemolumineszenz, Singulett-Sauerstoff, Biolumineszenz
2. "Wärme als Energieform": Energie + Wärme, Kalorimeter, Joule, spezifische
Wärmekapazität, Wasser als Wärmespeicher, endotherme und exotherme Reaktionen,
Reaktionsenergie U, Volumenarbeit, Enthalpie H, Enthalpieänderungen ∆H,
(Reaktionsenthalpie, Schmelzenthalpie, Verbrennungsenthalpie, Standardreaktionsenthalpie),
Kristallisationswärme, Wärmeinhalt von Nahrungsmitteln, Satz von Heß, StandardBildungsenthalpie, Bindungsenthalpie.
3. "Elektrizität als Energieform": elektrochemische Stromquelle, Daniell-Element,
Redoxreaktion, Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel, Reduktionsmittel, Halbzelle,
Diaphragma, Ionenwanderung, Brennstoffzelle, Spannungsreihe der Metalle, Spannungsreihe
der Nichtmetalle, Galvanisieren, Elektrolyse, Elektroden
4. "Triebkraft chemischer Reaktionen": Entropie S, molare Standardentropie,
Standardreaktionsentropie, Entropieänderungen von System und Umgebung, Gesamtänderung
der Entropie, Entropieänderungen beim Gefrieren von Wasser, freie Enthalpie G, Änderung
der freien Enthalpie ∆G, ∆G als Maß für die Triebkraft chemischer Reaktionen, exergonisch,
endergonisch, Gibbs-Helmholtz-Gleichung, Typen von Reaktionen, a) ∆H > 0, ∆S >0; b) ∆H
> 0, ∆S <0, usw.; freie Standardbildungsenthalpie, freie Standardreaktionsenthalpie.
Übungsaufgaben:
1.1) Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen absorbiertem Licht und der Farbe eines
Stoffes.
1.2) Welche Energie hat ein Photon mit der Frequenz 5.0×1014 s–1?
1.3) Erklären Sie folgende Begriffe: Reaktionsenergie, Reaktionsenthalpie, Volumenarbeit.
1.4) Nennen Sie mindestens acht verschiedene Enthalpie-Typen.
1.5) Wieviel Joule werden für die Verdampfung von 36 g Wasser bei 100 °C benötigt? Die
molare Verdampfungsenthalpie von Wasser bei 100 °C beträgt 40.7 kJ/mol.
1.6) Die Reaktionsenthalpie der folgenden Reaktion liegt bei ∆H = –93.6 kJ /mol.
CaCO3 (s) + H2SO4 (l) → CaSO4 (s) + H2O (l) + CO2 (g) ∆H = –93.6 kJ
a) Handelt es sich um eine endo- oder exotherme Reaktion?
b) Wie groß ist die Änderung der inneren Energie ∆U?
1.7) Die Reaktionsenergie der folgenden Reaktion liegt bei ∆U = –885.4 kJ/mol.
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
∆U = –885.4 kJ
a) Handelt es sich um eine endo- oder exotherme Reaktion?
b) Wie groß ist die Änderung der Reaktionsenthalpie ∆H?
1.8) Berechnen Sie die Standard-Reaktionsenthalpien folgender Reaktionen (∆HVerd.25°C(H2O)
= + 44 kJ/mol):
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g)
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)
1.9) Das Sauerstoffmolekül O=O (Dissoziationsenergie 494 kJ/mol) kann durch Licht in O
Atome gespalten werden. Welche Frequenz (bzw. Wellenlänge) muß das Licht aufweisen?
1.10) Welche der folgenden Reaktionen laufen ab?
a) Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
b) Cu + 2 H+ → Cu2+ + H2↑
c) 2 Al3+ + 3 Cu → 2 Al + 3 Cu2+
d) Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
1.11) Skizzieren Sie den Aufbau des Daniell-Elements.
1.12) Suchen Sie in den entsprechenden Tabellen das edelste bzw. unedelste Metall.
1.13) Kann sich bei der Einwirkung von verdünnter Salpetersäure auf metallisches Siber
gasförmiger Wasserstoff bilden?
1.14) Bestimmen Sie die Reaktionsenthalpien für folgende Umsetzungen (∆Hf0(Cu2+) = 65
kJ/mol, ∆Hf0(Ag+) = 106 kJ/mol)
a) 2 Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+
b) Ag+ + 1/2 Cu → Ag + 1/2 Cu2+
1.15) Welche Vorgänge spielen sich bei der Elektrolyse von Salzsäure an den Elektroden ab?
1.16) Erklären Sie folgende Begriffe und Bezeichnungen: spontaner Vorgang, Entropie,
Reaktionsentropie, Gibbs-Helmholtz-Gleichung, endergonisch, exergonisch, freie
Standardbildungsenthalpie, freie Reaktionsenthalpie.
1.17) Ist es denkbar, dass eine Reaktion mit positiver Reaktionsenthalpie freiwillig abläuft?
1.18) Wer hat bei 0 °C die größere Entropie: Eis oder flüssiges Wasser?
1.19) Berechnen Sie die Freie Standardbildungsenthalpie von HCl(g) bei 25 °C aus seiner
Standardbildungsentropie und seiner Standardbildungsenthalpie.
1.20) Geben Sie Beispiele für spontane Vorgänge.
1.21) Warum können Lebewesen mit ihrem hohen Grad an Ordnung trotzdem existieren?
I. Energetik chemischer Reaktionen
Übungsaufgaben:
1.1) Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen absorbiertem Licht und der Farbe eines
Stoffes.
Weißes Licht ist ein Gemisch aller Wellenlängen der elektromagnetischen Strahlung
zwischen 380 nm und 800 nm. Absorbiert ein Stoff einen bestimmten Lichtanteil (Farbe) des
weißen Lichtes, so erscheint der Stoff farbig. Diese Farbe ist die Komplementärfarbe des
absorbierten Lichts.
1.2) Welche Energie hat ein Photon mit der Frequenz 5.0×1014 s–1 ?
E = h×ν; E = 6.62 × 10–34 [J s] × 5.0·1014 [s–1] = 3.31·10–19 [J]
1.3) Erklären Sie folgende Begriffe: Reaktionsenergie, Reaktionsenthalpie, Volumenarbeit.
Reaktionsenergie: Gesamtenergie, die bei einer chemischen Reaktion aufgenommen oder
abgegeben wird; entspricht der Differenz d. inneren Ernegien von Produkten und Edukten,
∆U
Reaktionsenthalpie: Energie, die als Wärme bei einer chemischen reaktion aufgenommen oder
abgegeben wird, ∆H = ∆U + p∆V
Volumenarbeit: Arbeit, die geleistet wird, wenn ein Volumen um einen Betrag ∆V bei einem
Druck p verändert wird.
1.4) Nennen Sie mindestens acht verschiedene Enthalpie-Typen.
Reaktionsenthalpie, Bildungsenthalpie, freie Enthalpie, Gibb’sche freie Enthalpie, freie
Reaktionsenthalpie, Standardreaktionsenthalpie, Standarbildungsenthalpie, freie
Standarbildungsenthalpie, Schmelzenthalpie, Sublimationsenthalpie, Verbrennungsenthalpie,
Lösungsenthalpie, Mischungsenthalpie, Bindungsenthalpie,
1.5) Wieviel Joule werden für die Verdampfung von 36 g Wasser bei 100 °C benötigt ? Die
molare Verdampfungsenthalpie von Wasser bei 100 °C beträgt 40.7 kJ/mol.
2 mol × 81 40.7 kJ/mol = 81.4 kJ
1.6) Die Reaktionsenthalpie der folgenden Reaktion liegt bei ∆H = –93.6 kJ /mol.
CaCO3 (s) + H2SO4 (l) → CaSO4 (s) + H2O (l) + CO2 (g) ∆H = –93.6 kJ
a) Handelt es sich um eine endo- oder exotherme Reaktion ?
b) Wie groß ist die Änderung der inneren Energie ∆U?
a) exotherm
b) Es gilt ∆U = ∆H + p∆V; p∆V = 101.3×103 Pa × 24.5×10–3 m3/mol = 2.5 kJ/mol, das
System leistet die Volumenarbeit (Energieverlust) und bekommt daher ein negatives
Vorzeichen: p∆V = –2.5 kJ/mol. Damit ergibt sich: ∆U = –93.6 kJ/mol + (–2.5 kJ/mol) = –
96.1 kJ/mol). Die abgegebene Reaktionswärme ist somit weniger negativ als die
Reaktionsenergie.
1.7) Die Reaktionsenergie der folgenden Reaktion liegt bei ∆U = –885.4 kJ/mol.
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
∆U = –885.4 kJ
a) Handelt es sich um eine endo- oder exotherme Reaktion ?
b) Wie groß ist die Änderung der Reaktionsenthalpie ∆H?
a) exotherm
b) Es gilt ∆U = ∆H + p∆V, p∆V = 2 × 101.3×103 P a × 24.5×10-3 m3/mol = 5.0 kJ/mol, dem
System wird Volumenarbeit zugeführt (Energiezufuhr), diese ist daher positiv zu zählen: p∆V
= +5.0 kJ/mol. Damit ergibt sich: –885.4 kJ/mol = ∆H + 5.0 kJ/mol; d.h. ∆H = –890.4
kJ/mol). Die abgegebene Reaktionswärme ist somit negativer als die Reaktionsenergie.
1.8) Berechnen Sie die Standard-Reaktionsenthalpien folgender Reaktionen (∆HV25°C(H2O) =
+ 44 kJ/mol):
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g)
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)
a) ∆H = -285.9 kJ/mol
b) ∆H = -285.9 kJ/mol + 44 kJ/mol = -241.9 kJ/mol
1.9) Das Sauerstoffmolekül O=O (Dissoziationsenergie 494 kJ/mol) kann durch Licht in O
Atome gespalten werden. Welche Frequenz (bzw. Wellenlänge) muß das Licht aufweisen ?
494 kJ/mol = Energie von 1 mol Photonen
494 kJ/mol / Na = Energie von 1 Photon
E = h×ν×Na; ν = E/(h×Na), ν = 494*103 Jmol-1/(6.62 × 10–34 [J s] × 6.023 1023 [mol–1]) =
1.24·1015 [J]
ν = 1.24×1015 [s-1]
ν = c/λ, λ = c/ν = 3·108 [m/s] / 1.24·1015 [s-1] = 2.42·10-7 m = 242 nm
1.10) Welche der folgenden Reaktionen laufen ab ?
a) Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
b) Cu + 2 H+ → Cu2+ + H2↑
c) 2 Al3+ + 3 Cu → 2 Al + 3 Cu2+
d) Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
nach der Spannungsreihe nur a und d
1.11) Skizzieren Sie den Aufbau des Daniell-Elements.
s. Lehrbücher der allgemeinen Chemie
1.12) Suchen Sie in den entsprechenden Tabellen das edelste bzw. unedelste Metall.
Gold / Lithium
1.13) Kann sich bei der Einwirkung von verdünnter Salpetersäure auf metallisches Silber
gasförmiger Wasserstoff bilden ?
nein, Ag ist edler als H
1.14) Bestimmen Sie die Reaktionsenthalpien für folgende Umsetzungen (∆Hf0(Cu2+) = 65
kJ/mol, ∆Hf0(Ag+) = 106 kJ/mol)
a) 2 Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+
b) Ag+ + 1/2 Cu → Ag + 1/2 Cu2+
a) ∆HR = 65 kJ/mol – 2× 106 kJ/mol = – 147 kJ/mol
b) ∆HR = ½ × 65 kJ/mol – 106 kJ/mol = –73.5 kJ/mol
1.15) Welche Vorgänge spielen sich bei der Elektrolyse von Salzsäure an den Elektroden ab?
Kathode: 2 H+ + 2 e– → H2 (Reduktion von H+)
Anode: 2 Cl– → Cl2 + 2 e– (Oxidation von Cl–)
1.16) Erklären Sie folgende Begriffe und Bezeichnungen: spontaner Vorgang, Entropie,
Reaktionsentropie, Gibbs-Helmholtz-Gleichung, endergonisch, exergonisch, freie
Standarbildungsenthalpie, freie Reaktionsenthalpie.
spontaner Vorgang: Vorgang, der freiwillig abläuft
Entropie: Maß für die Unordnung
Reaktionsentropie: Änderung des Grads der Unordnung während einer Reaktion im System
Gibbs-Helmholtz-Gleichung: Gleichung zur Berechnung der freien Reaktionsenthalpie ∆G,
∆G = ∆H - T∆S
endergonisch: freie Energie zunehmend, ohne Arbeit und daher nicht freiwillig verlaufend,
nur möglich unter Zufuhr von Energie
exergonisch: ∆G < 0
freie Standardreaktionsenthalpie DG: freie Reaktionsenthalpie einer Reaktion, bei der ein Mol
einer Verbindung in ihrem Standardzustand aus den Elementen in ihren Standardzuständen
entsteht.
freie Reaktionsenthalpie: thermodynamische Funktion für Reaktionen bei konstantem Druck
∆G = ∆H - T∆S
1.17) Ist es denkbar, dass eine Reaktion mit positiver Reaktionsenthalpie freiwillig abläuft.
Ja, wenn T∆S > ∆H, da dann ∆G < 0
1.18) Wer hat bei 0 °C die größere Entropie: Eis oder flüssiges Wasser?
Flüssiges Wasser
1.19) Berechnen Sie die Freie Standardbildungsenthalpie von HCl(g) bei 25°C aus seiner
Standardbildungsentropie und seiner Standardbildungsenthalpie (–95.30 kJ/mol).
1/2H2 + 1/2Cl2 → HCl
∆H°f = –92.3 kJ/mol – (½ × 0 kJ/mol + ½ × 0 kJ/mol)
∆S°f = 187 J/(molK) – (½ × 223 J/(molK) + ½ × 131 J/(molK)) = 10 J/(molK)
∆G°f = ∆H°f - T∆S° = –92.3 – 298 K × 10.0 J/(Kmol) = –95.3 kJ/mol
1.20) Geben Sie Beispiele für spontane Vorgänge.
Mischen zweier Gase
Schmelzen von Eis bei 1°C
Gefrieren von Wasser bei -1°C
1.21) Warum können Lebewesen mit ihrem hohen Grad an Ordnung trotzdem existieren?
kinetische Hemmung, offene Systeme