Chemie · Klasse 12–13 · aktualisiert
Satz von Hess: Reaktionsenthalpie berechnen
Mit dem Satz von Hess Teilreaktionen umkehren, skalieren und zu einer gesuchten Reaktion addieren.
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Kurz gesagt
Der Satz von Hess besagt: Für dieselben Ausgangs- und Endstoffe in denselben Mengen und Zuständen ist die Reaktionsenthalpie unabhängig vom Weg. Beim Umkehren einer Teilreaktion wechselt das Vorzeichen; beim Multiplizieren der Gleichung ändert sich ihr Enthalpiewert um denselben Faktor.
Der Satz von Hess besagt: Die Reaktionsenthalpie hängt nur vom Anfangs- und Endzustand ab, nicht vom Reaktionsweg. Deshalb darfst du passende Teilreaktionen umkehren, vervielfachen und addieren, bis sie zusammen die gesuchte Reaktion ergeben.
Deine Lernziele
Hake ab, was du schon kannst. Löst du alle Aufgaben eines Abschnitts, hakt Mela das Ziel für dich ab.
4 Abschnitte
Für den Satz von Hess müssen Anfangs- und Endzustand einschließlich der Aggregatzustände gleich sein. Dann ist die gesamte Enthalpieänderung auf jedem Weg gleich.
\Delta H_{\mathrm{gesamt}}=\Delta H_1+\Delta H_2+\ldots+\Delta H_n
Zwischenstoffe verschwinden beim Addieren nur, wenn sie mit gleicher Stoffmenge auf beiden Seiten stehen. Nach dem Kürzen muss die Zielreaktion übrig bleiben.
Definition
Reaktionsenthalpie
Die Reaktionsenthalpie \Delta_r H ist die Enthalpieänderung einer Reaktion, wie sie in der ausgeglichenen Reaktionsgleichung notiert ist. Ein negatives Vorzeichen kennzeichnet eine exotherme Reaktion mit Energieabgabe; ein positives Vorzeichen eine endotherme Reaktion mit Energieaufnahme.
Merke: Gleiche Ausgangs- und Endstoffe in denselben Mengen und Aggregatzuständen bedeuten dieselbe Gesamtenthalpieänderung – unabhängig von den Zwischenstufen.
Teste dich
Du kannst Teilreaktionen addieren, umkehren und skalieren. Beim Umkehren wechselt das Vorzeichen; beim Skalieren ändert sich die Enthalpie im selben Verhältnis.
Gesucht ist die Bildung von Kohlenstoffdioxid aus Graphit und Sauerstoff:
\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}
Gegeben sind zwei Teilreaktionen:
\ce{C(s) + 1/2 O2(g) -> CO(g)}
Dazu gehört \Delta H_1=-111\,\mathrm{kJ}.
\ce{CO(g) + 1/2 O2(g) -> CO2(g)}
Dazu gehört \Delta H_2=-282\,\mathrm{kJ}. Nach dem Addieren fällt CO weg. Die Enthalpie ist -111\,\mathrm{kJ}+(-282\,\mathrm{kJ})=-393\,\mathrm{kJ} für die Zielgleichung.
Beispiel: Umkehrung und Skalierung
- 1Gegeben ist \ce{CO(g) + 1/2 O2(g) -> CO2(g)} mit \Delta H=-282\,\mathrm{kJ} für die angegebene Stoffmenge.
- 2Umgekehrt gilt \ce{CO2(g) -> CO(g) + 1/2 O2(g)} mit \Delta H=+282\,\mathrm{kJ}.
- 3Verdoppelt gilt \ce{2 CO(g) + O2(g) -> 2 CO2(g)} mit \Delta H=-564\,\mathrm{kJ}.
Beispiel: Weg über Kohlenstoffmonoxid
- 1Erster Schritt: \ce{C(s) + 1/2 O2(g) -> CO(g)} Dazu gehört \Delta H_1=-111\,\mathrm{kJ}.
- 2Zweiter Schritt: \ce{CO(g) + 1/2 O2(g) -> CO2(g)} Dazu gehört \Delta H_2=-282\,\mathrm{kJ}.
- 3Nach dem Kürzen von CO bleibt \ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}.
- 4Die Gesamtenthalpie beträgt -111\,\mathrm{kJ}+(-282\,\mathrm{kJ})=-393\,\mathrm{kJ}.
Beispiel: So gehst du vor
- 1Addieren: Addiere die linken und rechten Seiten der Reaktionsgleichungen. Addiere zugleich ihre Enthalpien.
- 2Umkehren: Vertauschst du Edukte und Produkte, wechselt das Vorzeichen von \Delta H.
- 3Skalieren: Multiplizierst du alle Koeffizienten mit einem Faktor, musst du \Delta H mit demselben Faktor multiplizieren.
Teste dich
Eine molare Standardbildungsenthalpie beschreibt die Bildung von 1\,\mathrm{mol} eines Stoffes aus Elementen in ihren Standardzuständen. Ein Element in stabiler Standardform hat \Delta_f H_m^\circ=0\,\mathrm{kJ/mol}.
Für eine ausgeglichene Reaktion rechnest du Produktwerte minus Eduktwerte. Die Koeffizienten sind Stoffmengen in Mol und gehören als Faktoren zu den molaren Tabellenwerten. Mit der Produktsumme S_P und der Eduktsumme S_E gilt:
\Delta_r H^\circ=S_P-S_E
Hier stehen Enthalpien in kJ für die Gleichung, wie sie dasteht; Tabellen geben denselben Wert oft in kJ/mol pro Formelumsatz an. Beachte Aggregatzustände: Für flüssiges und gasförmiges Wasser gelten verschiedene Tabellenwerte.
Merke: Erst die Zielgleichung prüfen, dann jeden molaren Tabellenwert mit der zugehörigen Stoffmenge multiplizieren.
Teste dich
Bei der Ammoniakbildung lautet die Zielreaktion:
\ce{N2(g) + 3 H2(g) -> 2 NH3(g)}
Gegeben sind \Delta_f H_m^\circ(\ce{NH3(g)})=-46{,}1\,\mathrm{kJ/mol} sowie \Delta_f H_m^\circ(\ce{N2(g)})=0\,\mathrm{kJ/mol} und \Delta_f H_m^\circ(\ce{H2(g)})=0\,\mathrm{kJ/mol}.
Beispiel: Bildung von Ammoniak
- 1\ce{N2(g) + 3 H2(g) -> 2 NH3(g)} bildet 2\,\mathrm{mol} Ammoniak.
- 2Produkte: 2\,\mathrm{mol}\cdot(-46{,}1\,\mathrm{kJ/mol})=-92{,}2\,\mathrm{kJ}.
- 3Stickstoff trägt 1\,\mathrm{mol}\cdot0\,\mathrm{kJ/mol}=0\,\mathrm{kJ} bei; Wasserstoff trägt 3\,\mathrm{mol}\cdot0\,\mathrm{kJ/mol}=0\,\mathrm{kJ} bei.
- 4Die Eduktsumme ist also 0\,\mathrm{kJ}. Produkte minus Edukte ergibt \Delta_r H^\circ=-92{,}2\,\mathrm{kJ}; die Reaktion ist exotherm.
Beispiel: So prüfst du Zielgleichung, Richtung und Skalierung jeder Teilreaktion
- 1Gleiche die Zielreaktion aus.
- 2Richte jede Teilreaktion passend aus.
- 3Ändere beim Umkehren das Vorzeichen von \Delta H.
- 4Multipliziere Gleichung und \Delta H mit demselben Faktor.
- 5Addiere und kürze Zwischenstoffe.
- 6Prüfe Atome, Vorzeichen, Einheit und Reaktionsrichtung.
Teste dich
Alles auf einen Blick
Satz von Hess
Zustandsgröße
Gleicher Anfangs- und Endzustand ergibt dieselbe Enthalpieänderung.
Addieren
Teilgleichungen und ihre Enthalpien werden addiert.
Umkehren
Stoffseiten und Vorzeichen wechseln.
Skalieren
Koeffizienten und Enthalpiewert ändern sich im gleichen Verhältnis.
Bildungsenthalpien
Produktwerte minus Eduktwerte, jeweils mit Koeffizient.
Endkontrolle
Zielgleichung, Zustände, Einheit und Vorzeichen stimmen.
Musteraufgabe · Schritt für Schritt
Hess-Weg über Kohlenstoffmonoxid
- 1Gesucht ist \ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}. Dabei steht \ce{C(s)} für Graphit.
- 2Gegeben sind zwei Schritte: \ce{C(s) + 1/2 O2(g) -> CO(g)} Dazu gehören -111\,\mathrm{kJ}. \ce{CO(g) + 1/2 O2(g) -> CO2(g)} Dazu gehören -282\,\mathrm{kJ}.
- 3Addiere beide Gleichungen. CO steht auf beiden Seiten mit Koeffizient 1 und fällt weg.
- 4Die Enthalpie ist -111\,\mathrm{kJ}+(-282\,\mathrm{kJ})=-393\,\mathrm{kJ} für die Zielreaktion.
Fehler finden
Umgekehrte Teilreaktion In einer Zeile steckt ein Fehler. Tippe sie an.
Fehler in Zeile 3Beim Umkehren wechselt das Vorzeichen. Für die Rückreaktion von B zu A gilt \Delta H=+35\,\mathrm{kJ}.
Lückentext
Wähl in jeder Lücke das passende Wort und prüf dann deine Antworten.
Bei gleichem Anfang und Ende ist die Gesamtenthalpie . Beim Umkehren einer Teilreaktion wechselt das . Beim Verdoppeln der Gleichung wird auch ihr Enthalpiewert .
Karteikasten
Erst selbst überlegen, dann umdrehen.
Übung mit Feedback