Bausteine des Lebens Chem Thermodynamik

Welche Aussagen machen die vier Hauptsätze der Thermodynamik?

0. Hauptsatz: thermisches Gleichgewicht (gleiche Temperatur = kein Netto-Energiefluss). 1. Hauptsatz: Energieerhaltung. 2. Hauptsatz: erklärt, warum manche Vorgänge freiwillig ablaufen und andere nicht (Entropie). 3. Hauptsatz: der absolute Nullpunkt wird nie erreicht.

Was besagt der 1. Hauptsatz der Thermodynamik?

Energie kann nur von einer Form in eine andere umgewandelt, aber nie erzeugt oder vernichtet werden. Die Gesamtenergie eines isolierten Systems ist konstant.

Was besagt der 2. Hauptsatz der Thermodynamik?

Die Entropie eines isolierten Systems nimmt bei spontan ablaufenden Vorgängen zu.

Was besagt der 0. Hauptsatz / was ist thermisches Gleichgewicht?

enn zwei Körper die gleiche Temperatur haben, gibt es keinen Netto-Energiefluss zwischen ihnen. Ist A im Gleichgewicht mit B und B mit C, dann auch A mit C.

Was ist ein offenes, ein geschlossenes und ein isoliertes (abgeschlossenes) System?

Offen: Austausch von Energie und Materie mit der Umgebung. Geschlossen: Austausch von Energie, aber nicht von Materie. Isoliert: kein Austausch von Energie und Materie.

Was ist ein System und was ist die Umgebung?

System = der Teil der Welt, der uns interessiert (Reaktionsraum). Umgebung = der Rest, modelliert als großes Wasserbad mit konstanter Temperatur und konstantem Druck bzw. Volumen, unabhängig von den Änderungen im System.

Was ist Energie und welche Einheit hat sie?

Energie ist die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten. Einheit Joule: 1 J = 1 N·m = 1 kg·m²·s⁻². In der Chemie rechnet man meist in kJ.

Sind Arbeit und Wärme Energieformen?

Nein, sie sind Arten der Energieübertragung. Arbeit: Bewegung gegen eine Gegenkraft. Wärme: Energieübertragung durch eine Temperaturdifferenz zwischen System und Umgebung.

Was ist der Unterschied zwischen Wärme und Temperatur?

Wärme q ist eine Energieform bzw. übertragene Energiemenge. Temperatur T ist ein Maß dafür, in welche Richtung die Wärme fließt: von höherer zu niedrigerer Temperatur.

Was ist die Wärmekapazität und wie berechnet man die Wärmemenge?

C in J·K⁻¹ (bzw. kJ·K⁻¹). q = C · ΔT. Beispiel: 125 g Wasser haben C = 0,523 kJ/K, Erwärmung von 20 auf 25 °C (ΔT = 5 K) braucht etwa 2,6 kJ.

Was zeigte das Joule-Experiment?

Mechanische Arbeit (ein Fallgewicht dreht ein Paddel in einem isolierten Wassergefäß) erhöht die Temperatur des Wassers: Arbeit und Wärme sind äquivalent, das begründet das moderne Energiekonzept.

Wie berechnet man die Volumenarbeit und wann tritt sie auf?

w = p_ex · ΔV (Außendruck mal Volumenänderung). Sie tritt auf, wenn bei einer Reaktion Gas gebildet oder verbraucht wird und der Kolben bzw. die Atmosphäre verschoben wird (auch im offenen Gefäß). Beispiel: Ausatmen von 0,5 L Luft gegen 101 kPa entspricht etwa 50 J.

Was ist die innere Energie U?

Die Summe aller kinetischen und potentiellen Energiebeiträge aller Atome, Ionen und Moleküle eines Systems. Der Absolutwert ist nicht messbar, nur die Änderung ΔU. ΔU < 0: Energie wird abgegeben, ΔU > 0: Energie wird aufgenommen.

Was passiert bei einer Reaktion im geschlossenen Gefäß mit fixiertem Kolben?

Es wird keine Volumenarbeit geleistet, die gesamte freigesetzte Energie fällt als Wärme an. Das nutzt man im Kalorimeter (Bombenkalorimeter) zur Bestimmung von ΔU.

Was ist die Reaktionsenthalpie ΔH?

Die Reaktionswärme (Wärmetönung) bei konstantem Druck. Die freigesetzte Reaktionsenergie teilt sich in Volumenarbeit (p·V) und Restwärme; die Restwärme ist die Reaktionsenthalpie. ΔH = H(Produkte) − H(Edukte).

Wann gilt, dass die Enthalpieänderung der als Wärme gelieferten Energie entspricht?

Nur im Spezialfall konstanten Drucks (isobar), z. B. in einem offenen Gefäß. Gemessen mit einem isobaren Kalorimeter.

Was bedeuten exotherm und endotherm (Vorzeichen von ΔH)?

Exotherm: ΔH < 0, Wärme wird an die Umgebung abgegeben, Produkte haben geringeren Wärmeinhalt (z. B. Knallgasreaktion −286 kJ/mol, Glukoseverbrennung). Endotherm: ΔH > 0, Wärme wird aufgenommen (z. B. Wasserspaltung +286 kJ/mol, Auflösen von Harnstoff).

Wie groß sind Verdampfungs- und Schmelzenthalpie von Wasser und warum unterscheiden sie sich?

Verdampfen: +44 kJ/mol, Schmelzen: +6,01 kJ/mol. Beim Verdampfen müssen die intermolekularen Kräfte fast auf null reduziert werden, beim Schmelzen nur gelockert. Beides endotherm.

Welches Vorzeichen haben umgekehrte Phasenübergänge?

Das umgekehrte: Kondensieren und Erstarren setzen die Energie wieder frei (z. B. Schmelzen +6,01, Erstarren −6,01 kJ/mol). Grund: H ist eine Zustandsfunktion.

Wie bestimmt man die Sublimationsenthalpie und was muss man beachten?

Als Summe von Schmelz- und Verdampfungsenthalpie, aber bei gleicher Temperatur addieren! Beispiel Wasser bei 0 °C: 6,01 + 45,07 ≈ 51,1 kJ/mol. Werte bei verschiedenen Temperaturen zu addieren ergibt ein bedeutungsloses Ergebnis.

Was sind Standardbedingungen und die Standardbildungsenthalpie?

Standardbedingungen: 1 bar (10⁵ Pa) und 25 °C (298 K), Stoffe in ihrer stabilsten Form. Standardbildungsenthalpie: ΔH für die Bildung von 1 mol reiner Substanz aus den reinen Elementen unter Standardbedingungen.

Welches Vorzeichen haben Bindungsenthalpien?

Immer positiv, denn Bindungsbruch ist ein endothermer Prozess (z. B. HO → H + O: +428 kJ/mol).

Was besagt der Satz von Heß?

Die Reaktionsenthalpie hängt nur vom Zustand der Edukte und Produkte ab, nicht vom Reaktionsweg oder der Zahl der Schritte. Teilschritte addieren sich. Beispiel: C → CO (−110,5) + CO → CO₂ (−283,0) = C → CO₂ (−393,5 kJ/mol).

Wie berechnet man mit dem Satz von Heß die Enthalpie der Glykolyse?

Verbrennung Glukose (−2808 kJ) plus 2× umgekehrte Verbrennung Milchsäure (2 × +1344 kJ): C₆H₁₂O₆ → 2 Milchsäure, ΔH = −120 kJ.

Woher kommt die Lösungsenthalpie eines Salzes?

Sie hängt von Gitterenthalpie (ΔH_G > 0, Ionen aus dem Kristall lösen) und Hydratationsenthalpie (ΔH_H < 0, Ionen-Dipol-Wechselwirkung mit Wasser) ab. ΔH_G > ΔH_H (Betrag): exotherm, z. B. CaCl₂ / MgSO₄ (Hotpack). ΔH_G < ΔH_H: endotherm, z. B. NH₄NO₃ (Coldpack).

Was ist der Unterschied zwischen spontanen und nicht spontanen Prozessen?

Spontan: laufen ohne Eingriff von außen ab, haben intrinsische Tendenz, ohne Arbeit. Nicht spontan: nur durch Aufwenden von Arbeit möglich (z. B. Gas komprimieren, Wasser elektrolysieren).

Warum reicht die Reaktionsenthalpie nicht aus, um Spontanität vorherzusagen?

Es gibt endotherme Prozesse, die spontan ablaufen (NH₄NO₃ und KNO₃ lösen sich, Verdunsten auf der Haut), und spontane Vorgänge ohne Energieänderung (Gas expandiert ins Vakuum). Zusätzlich zählt die Zunahme der Unordnung (Entropie).

Was ist Entropie und wie ändert sie sich bei Wärmeübertragung?

Maß für die ungeordnete Verteilung von Energie oder Materie (Zahl möglicher Anordnungen). ΔS = q/T. Bei gleicher Wärmemenge ist der Entropieanstieg bei niedrigerer Temperatur größer.

Wie sagt man das Vorzeichen von ΔS bei chemischen Reaktionen voraus?

Gas wird gebildet oder Teilchenzahl steigt: ΔS > 0 (z. B. Verbrennung von Saccharose, ATP-Hydrolyse). Gas wird verbraucht oder Teilchenzahl sinkt: ΔS < 0 (z. B. N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃).

Wie hängt die Entropieänderung der Umgebung mit ΔH zusammen?

ΔS_sur = −ΔH/T (bei konstantem Druck). Exotherm (ΔH < 0): Entropie der Umgebung steigt. Endotherm (ΔH > 0): sie sinkt.

Warum kann ein Prozess spontan sein, obwohl die Entropie des Systems abnimmt?

Entscheidend ist die Gesamtentropie (System + Umgebung). Beispiel Lactat → Pyruvat mit NAD⁺ an LDH: ΔS(System) = −16,8 J K⁻¹ mol⁻¹, aber ΔH = −24,2 kJ/mol erhöht die Entropie der Umgebung um etwa +81 J K⁻¹ mol⁻¹, die Gesamtentropie steigt.

Wie ist die Gibbs-Energie definiert?

G = H − T·S. Änderung bei konstanter Temperatur (Gibbs-Helmholtz-Gleichung): ΔG = ΔH − T·ΔS.

Was sagt das Vorzeichen von ΔG aus?

ΔG < 0: exergon, läuft freiwillig ab. ΔG > 0: endergon, läuft nicht freiwillig ab. (Exergon heißt nicht, dass die Reaktion auch schnell abläuft.)

Wann ist eine Reaktion in Abhängigkeit von ΔH und ΔS spontan?

ΔH < 0 und ΔS > 0: immer. ΔH > 0 und ΔS < 0: nie. ΔH < 0 und ΔS < 0: nur bei niedriger Temperatur (T < ΔH/ΔS). ΔH > 0 und ΔS > 0: nur bei hoher Temperatur (T > ΔH/ΔS).

Wie hängt ΔG mit der Gesamtentropieänderung zusammen?

Die Änderung der Gibbs-Energie ist proportional zur Gesamtentropieänderung von System plus Umgebung (ΔG = −T·ΔS_total, bei konstantem T und p).

Was beschreibt die Gibbs-Energie anschaulich und wofür braucht man sie?

H = als Wärme gewinnbare Energie, T·S = in der ungeordneten Zufallsbewegung gespeicherte Energie. ΔG ist ein Maß für die maximale Nicht-Volumenarbeit einer Reaktion (z. B. elektrische Energie) und dient zur Abschätzung der Energiebilanz von Stoffwechselprozessen.

Rechenbeispiel: Wie viel Glukose braucht ein 30 g schwerer Vogel, um 10 m hochzufliegen?

Arbeit w = m·g·h ≈ 2,9 J. Glukoseoxidation: ΔG = −2808 kJ/mol, also n ≈ 1,05·10⁻⁶ mol, mit M = 180 g/mol ergibt das etwa 0,19 mg Glukose.

Welche intermolekularen Wechselwirkungen gibt es und wie stark sind sie?

Elektrostatisch (Ionen-Ionen, Ionen-Dipol, ca. 15 kJ/mol), Wasserstoffbrücken (ca. 20 kJ/mol), Van-der-Waals (0,3 bis 2 kJ/mol), hydrophobe Wechselwirkungen. Insgesamt variiert E zwischen 0,3 und 50 kJ/mol. Die Stärke bestimmt den Aggregatzustand.

Welche Arten von Van-der-Waals-Kräften gibt es?

Keesom-Kräfte (Orientierungskräfte, permanenter Dipol – permanenter Dipol), Debye-Kräfte (Induktionskräfte, permanenter Dipol – neutrales Atom), London-Kräfte (Dispersionskräfte, induzierte Dipole zwischen neutralen Atomen).

Wie verändert sich die Wechselwirkung zweier Teilchen mit dem Abstand (Lennard-Jones)?

Bei größerem Abstand überwiegen anziehende Kräfte (Dispersion), bei sehr kleinem Abstand wirkt die Pauli-Abstoßung der überlappenden Elektronenwolken (steigt mit 1/r¹²). Dazwischen liegt ein Minimum der potentiellen Energie.

Wie unterscheiden sich Gas, Flüssigkeit und Feststoff auf Teilchenebene?

Gas: großer Abstand, kaum Wechselwirkung, schnelle ungeordnete Bewegung. Flüssigkeit: Teilchen berühren sich, eingeschränkte Beweglichkeit, definiertes Volumen. Feststoff: starke Wechselwirkung, Teilchen schwingen um feste Plätze, meist geordnet.

Was ist eine Phase und was ein Phasenübergang?

Phase: Stoffsystem ohne makroskopische Trennflächen, einheitlich, in genau einem Aggregatzustand. Phasenübergang: Änderung des Aggregatzustands (Schmelzen, Erstarren, Verdampfen, Kondensieren, Sublimieren, Resublimieren), bei einer charakteristischen Temperatur.

Wie lautet die ideale Gasgleichung?

p·V = n·R·T mit R = 8,314 J K⁻¹ mol⁻¹. Ein Grenzgesetz: gilt exakt nur bei p → 0, Zustandsgrößen p, V, n und T sind voneinander abhängig.

Was besagt das Coulomb-Gesetz für ionische Wechselwirkungen?

Die Kraft ist proportional zu q₁·q₂ und fällt mit dem Quadrat des Abstands r (abhängig von der Dielektrizitätskonstante des Mediums). Starke Abstandsabhängigkeit.