Versuch 5


Bestimmen von Lösungsenthalpien


Aufgabenstellung:

Bestimmen Sie negative und positive Lösungsenthalpien mit Hilfe eines Kalorimeters (wahlweise zwei ineinander gestellte Plastikbecher).

Materialien:

  1. Calciumchlorid
  2. Ammoniumchlorid
  3. Calsiumsulfad
  4. Kupfer (II) Sufad
  5. Wägepapier
  6. Thermometer (bis 250°C)
  7. Erlenmyerkolben (200ml)
  8. 2 Plastikbecher
  9. Digitalwaage mit einer Messgenauigkeit von 0,01 g
  10. Magnetrührer mit Rührfisch
  11. Schutzbrille
  12. Spatel
Chemikalien:




Versuchsaufbau:

Einen Tisch frei räumen, den Magnetrührer mittig darauf platzieren, an Strom anschließen und Materialien und Chemikalien bereitstellen. Anschließend zwei Plastikbecher ineinander stellen (Kalorimeterersatz).

Versuchsdurchführung:

Zunächst 200 ml Wasser aus dem Hahn in einem Erlenmeyerkolben abmessen. Anschließend in einen, der beiden Plastikbecher (0,2l), geben. Diesen nun in den zweiten Becher stellen. Die „Kalorimeterkonstruktion“ mittig auf dem Magnetrührer platzieren, den Rührfisch hineingeben und den Magnetrührer auf niedrigste Stufe stellen. Nun jeweils ein Wägepapier auf die Digitalwaage geben, einschalten, die jeweilige Chemikalie mit dem Spatel dem Aufbewahrungsbehälter entnehmen, auf das Wägepapier geben und auf ein Gramm abwiegen.









  1. Calciumchlorid und Wasser:
Die Temperaturanzeige des Thermometers genau ablesen, Wert notieren, und anschließend das Thermometer wieder in das Wasser halten. Nun das Calciumchlorid (weißes, sprödes, aus ungleich großen Kugeln bestehendes, Pulver) hinzu geben. 100 Sekunden warten, das Thermometer herausnehmen, Temperatur genau ablesen und Wert notieren. Den inneren Plastikbecher mit der enthaltenen Lösung entnehmen, entleeren, ausspülen, erneut 200 ml Wasser im Erlenmeyerkolben abmessen und den Becher damit befüllen. Diesen nun in den anderen Becher und auf den Magnetrührer stellen, Rührfisch hineingeben und auf niedrigste Stufe stellen. 
 
Anfangstemperatur messen
100 sek lang messen


  1. Ammoniumchlorid und Wasser:
Die Temperaturanzeige des Thermometers genau ablesen, Wert notieren, und anschließend das Thermometer wieder in das Wasser halten. Nun das Ammoniumchlorid (weißes, sehr feines, aufgrund von Wasseraufnahme aus der Umgebungsluft → hygroskopisches, klebriges Pulver) hinzu geben. 100 Sekunden warten, das Thermometer herausnehmen, Temperatur genau ablesen und Wert notieren. Den inneren Plastikbecher mit der enthaltenen Lösung entnehmen, entleeren, ausspülen, erneut 200 ml Wasser im Erlenmeyerkolben abmessen und den Becher damit befüllen. Diesen nun in den anderen Becher und auf den Magnetrührer stellen, Rührfisch hineingeben und auf niedrigste Stufe stellen.
Anfangstemperatur messen
100 sek lang messen


  1. Kupfer (II) sulfat x 5 H2O mit Wasser:
Die Temperaturanzeige des Thermometers genau ablesen, Wert notieren, und anschließend das Thermometer wieder in das Wasser halten. Nun das Kupfer (II) sulfat x
5 H2O (mittelblaues, kristallines, glitzriges, feines Pulver) hinzu geben. 100 Sekunden warten, das Thermometer herausnehmen, Temperatur genau ablesen und Wert notieren. Den inneren Plastikbecher mit der enthaltenen Lösung entnehmen, entleeren, ausspülen, erneut 200 ml Wasser im Erlenmeyerkolben abmessen und den Becher damit befüllen. Diesen nun in den anderen Becher und auf den Magnetrührer stellen, Rührfisch hineingeben und auf niedrigste Stufe stellen.

100 sek lang messen

  1. Calciumsulfat x 2 H2O mit Wasser:
Die Temperaturanzeige des Thermometers genau ablesen, Wert notieren, und anschließend das Thermometer wieder in das Wasser halten. Nun das Calciumsulfat x 2
H2O (weißes, hygroskopisches, sehr feines Pulver) hinzu geben. 100 Sekunden warten, das Thermometer herausnehmen, Temperatur genau ablesen und Wert notieren. Nach Beendigung des Versuches, den inneren Plastikbecher mit der enthaltenen Lösung entnehmen, entleeren und ausspülen. Verwendete Materialien reinigen und ordnungsgemäß verräumen.

100 sek lang messen


Versuchsbeobachtung:

Aufgrund des Rührfisches, bildet sich ein Strudel in der Mitte des Bechers.

  1. Calciumchlorid und Wasser:
Die Anfangstemperatur des Wassers beträgt 19°C. Gibt man das Calciumchlorid hinzu, sinkt dieses zunächst ab und sammelt sich in der Strudelmitte um dem Rührfisch herum. Dann löst es sich teilweise langsam auf und winzige Stückchen der Chemikalie schwirren in der Flüssigkeit und machen diese milchig trübe. Am Thermometer ist eine Bläschenbildung zu beobachten. Nach 100 Sekunden beträgt die Temperatur 20,5°C.



  1. Ammoniumchlorid und Wasser:
Die Anfangstemperatur des Wassers beträgt auch hier 19°C. Nach Hinzugeben des Ammoniumchlorids bildet dieses zunächst Klumpen, welche am Rand des Bechers herumgewirbelt werden, bevor sie absinken und sich plötzlich komplett lösen in der Flüssigkeit. Nach 100 Sekunden beträgt die Temperatur 18,8°C.
 



  1. Kupfer (II) sulfat x 5 H2O mit Wasser:
Die Anfangstemperatur des Wassers beträgt 19°C. Gibt man die Chemikalie hinzu, erfolgt zunächst eine Klumpenbildung, bevor sie sich komplett löst. Nun liegt eine homogene, klare, blaue Lösung vor. Im Strudel und am Rand des Bechers ist eine Bläschenbildung zu beobachten. Nach 100 Sekunden beträgt die Temperatur 18°C. Nach Beenden des Rührvorganges bilden sich erneut kleinere Klumpen und schwirren in der Lösung umher.


  1. Calciumsulfat x 2 H2O mit Wasser:
Die Anfangstemperatur des Wassers beträgt wiederum 19°C. Gibt man die Chemikalie hinzu, schwimmt diese zunächst auf der Oberfläche, wird dann „hinuntergezogen“ und löst sich teilweise im Wasser. Die Lösung färbt sich trüb aufgrund winziger Partikel der Chemikalie, die im Strudel umher schwimmen. Nach 100 Sekunden beträgt die Temperatur 18°C.




Versuchsauswertung:

Die Lösungsenthalpie ist die Energie, die beim Auflösen eines Stoffes in einem Lösungsmittel frei wird oder aufgenommen wird.
Es gibt drei Fälle von Lösungsenthalpien:
  • Die Lösungsenthalpie ist negativ, was bedeutet die Temperatur der Lösung steigt. Es liegt eine exotherme Reaktion vor, bei der Energie frei wird. Liegt eine negative Lösungsenthalpie vor, sinkt die Löslichkeit beim Erhitzen.
  • Die Lösungsenthalpie ist nahezu Null, was bedeutet die Temperatur der Lösung bleibt gleich. Liegt eine solche Enthalpie vor, ist die Löslichkeit nahezu unabhängig von der Temperatur.
  • Die Lösungsenthalpie ist positiv, was bedeutet, die Temperatur der Lösung nimmt ab. Es liegt eine endotherme Reaktion vor, bei der Energie aufgenommen wird. Liegt eine positive Lösungsenthalpie vor, steigt die Löslichkeit beim Erhitzen.
Lösungsenthalpie setzt sich, bei Salzen, zusammen aus:
  • Gitterenergie des zu lösenden Stoffes
  • Bindungsenergie des Lösungsmittels
  • Hydrationsenergie
Die Gitterenergie, bei der es sich um eine Bindungsenergie handelt, gibt an, wie viel Arbeit man aufwenden muss, um die Atome, Ionen oder Moleküle, aus denen ein Stoff aufgebaut ist möglichst weit voneinander zu entfernen, sprich das Gitter zu zerstören. Ionenverbindungen, also Salze, weisen eine Gitterstruktur auf und haben eine sehr hohe Gitterenergie.
  • Die Gitterenergie sinkt, je größer die Ionen des Stoffes sind (die Anziehungskräfte nehmen mit zunehmender Entfernung des positiven Kerns zu den negativen Elektronenhüllen des Bindungspartners ab).
  • Je größer die Ladung der Ionen, desto größer die Gitterenergie, da die Anziehungskräfte der Ionen untereinander steigen.
Die Hydrationsenergie bezeichnet die Energie, die frei wird, wenn sich Wassermoleküle an Ionen anlagern. Werden z.B. Salze in Wasser gelöst, werden die Ionen am Rand des Ionengitters durch die Wassermoleküle herausgelöst und von diesen umhüllt.
  • Ein Salz ist gut löslich, wenn seine Hydrationsenergie größer ist, als seine Gitterenergie. 
     
  1. Calciumchlorid und Wasser:
CaCl2 + 6 H2O → CaCl2 *6 H2O → Ca2+ + 2 Cl-
Calciumchlorid(s) + Wasser(l) → Calciumchlorid-Hexahydrat(s) → Calcium-Ion(aq.) + Chlorid-Ion(aq.)

Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine exotherme Reaktion, da die Temperatur gestiegen ist (von 19°C auf 20,5°C). Die Lösungsenthalpie von Calciumchlorid ist also negativ. In diesem Fall gleicht die Hydrationsenergie die Gitterenergie übermäßig aus. Deshalb tritt beim Lösen eine Erwärmung der Lösung ein. Es ist außerdem stark hygroskopisch und nimmt Wasser aus der Umgebung aus, wobei es den Hydrat-Komplex bildet.

  1. Ammoniumchlorid und Wasser:
NH4Cl + H2O → NH3 + H3O+
Ammoniumchlorid(s) + Wasser(l) → Ammoniak(g) + Oxonium-Ion

Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine endotherme Reaktion, da die Temperatur der Lösung gesunken ist (von 19°C auf 18,8°C). Die Lösungsenthalpie von Calciumchlorid ist also positiv. In diesem Fall ist die Hydrationsenergie geringer als die Gitterenergie. Die Gitterenergie, die zum Auflösen des Salzes benötigt wird, wird nicht völlig von der Hydrationsenergie gedeckt und die nötige Energie wird aus der Wärmeenergie des Wassers gezogen.

  1. Kupfer (II) sulfat x 5 H2O mit Wasser:
CuSO4 * 5H2O + H2O → CuSO4*6H2O
Kupfer (II) sulfat-Pentahydrat(s) + Wasser(l)→ Kupfersulfat*6H2O(l)

Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine endotherme Reaktion, da die Temperatur der Lösung gesunken ist (von 19°C auf 18°C). Die Lösungsenthalpie von Calciumchlorid ist also positiv. In diesem Fall ist die Hydrationsenergie geringer als die Gitterenergie. Die Gitterenergie, die zum Auflösen des Salzes benötigt wird, wird nicht völlig von der Hydrationsenergie gedeckt und die nötige Energie wird aus der Wärmeenergie des Wassers gezogen.

  1. Calciumsulfat x 2 H2O mit Wasser:
CaSO4 + H2O → CaO + H2SO4
Calciumsulfat-Dihydrat(s) + Wasser(l) → Calciumoxid(s) + Schwefelsäure(l)

Calciumsulfat ist ein schwerlösliches Salz, es bleiben ungelöste Teile in der Lösung zurück. Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine endotherme Reaktion, da die Temperatur der Lösung gesunken ist (von 19°C auf 18°C). Die Lösungsenthalpie von Calciumchlorid ist also positiv. In diesem Fall ist die Hydrationsenergie geringer als die Gitterenergie. Die Gitterenergie, die zum Auflösen des Salzes benötigt wird, wird nicht völlig von der Hydrationsenergie gedeckt und die nötige Energie wird aus der Wärmeenergie des Wassers gezogen.





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