Ziel des Versuchs: Dieser Versuch zeigt die Lösungswärme von Salzen und deren Berechnung anhand der Salze Calciumchlorid und Calciumchlorid-hexahydrat.
| Thema: Enthalpie und Entropie II | Tags: Lösungswärme, Salze, Enthalpiebrechnung | Klassenstufen: 11-12 | Versuchsart: SV |
Materialien
Styroporkalorimeter, Magnetrührer, digitales Thermometer, Stativ und Stativmaterial
Chemikalien
Calciumchlorid, Calciumchlorid-hexahydrat, destilliertes Wasser
Durchführung
Es wird 0,1 mol Calciumchlorid (11,1 g) abgewogen. In ein Styroporkalorimeter werden 40 mL destilliertes Wasser gefüllt und 90 Sekunden lang alle 30 Sekunden die Temperatur mit dem digitalen Thermometer (gut im Stativ einspannen und Berührung mit dem Rührfisch vermeiden) gemessen und die Werte notiert. Nach 90 Sekunden wird das Calciumchlorid hinzugegeben und weiter alle 30 Sekunden die Temperatur gemessen. Die Messung wird nach insgesamt 360 Sekunden beendet. Anschließend wird die Durchführung mit 0,1 mol Calciumchorid-hexahydrat (21,9 g) wiederholt.
Beobachtung
Calciumchlorid: Während der Vorperiode bleibt die Temperatur konstant bei 19,3 °C. Nach Zugabe des Salzes steigt sie bis auf 55,0 °C bevor sie wieder sinkt.
| t (s) | 0 | 30 | 60 | 90 | 120 | 150 | 180 | 210 | 240 | 270 | 300 | 330 | 360 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| T (°C) | 19,3 | 19,3 | 19,3 | 19,3 | 48,7 | 54,4 | 55,0 | 54,6 | 54,2 | 53,8 | 53,4 | 53,1 | 52,8 |
Calciumchloridhexahydrat: Während der Vorperiode bleibt die Temperatur konstant bei 19,3 °C. Nach Zugabe des Salzes sinkt sie schnell auf 10,9 °C ab, steigt dann auf 11,1 °C an und bleibt in der Nachperiode bei dieser Temperatur nahezu konstant.
| t (s) | 0 | 30 | 60 | 90 | 120 | 150 | 180 | 210 | 240 | 270 | 300 | 330 | 360 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| T (°C) | 19,3 | 19,3 | 19,3 | 19,3 | 13,4 | 11,7 | 11,1 | 10,9 | 11,0 | 11,1 | 11,1 | 11,1 | 11,1 |
Deutung
Calciumchlorid:
Diagramm einfügen
Aus der Auftragung lässt sich ΔT bestimmen:
ΔT = T2 – T1 = ( 55,0 - 19,3 ) K = 35,7 K
Beim Lösen von Calciumchlorid wird Energie in Form von Wärme frei. Es handelt sich um einen exothermen Vorgang. Beim Solvatisieren der Ionen wird eine bestimmte Energiemenge freigesetzt, die größer ist als die Energie die benötigt wird, um das Salzgitter zu trennen. Es lassen sich die spezifische und die molare Lösungsenthalpie von Calciumchlorid berechnen, hierzu muss aber zunächst die Wärmemenge Q bestimmt werden.
| Q | = | mWasser · cWasser · ΔTLösung | ||||||
| ΔHspez | = |
| ||||||
| ΔHmol | = | ΔHspez · MSalz | ||||||
| Q | = | 40 g · 4,187 J/g · K · 35,7 K | = | 5979 J | ||||
| ΔHspez | = |
| = | 538,7 J/g | ||||
| ΔHmol | = | 538,7 J/g · 111 g/mol | = | 59790 J/mol | = | 59,79 kJ/mol | ||
Da der Vorgang exotherm ist, muss die Lösungsenthalpie ein negatives Vorzeichen haben: ΔHmol = -59,79 kJ/mol.
Calciumchloridhexahydrat:
Diagramm einfügen
Aus der Auftragung lässt sich ΔT bestimmen:
ΔT = T2 - T1 = ( 19,3 - 10,9 ) K = 8,4 K
Beim Lösen von Calciumchloridhexahydrat sinkt die Temperatur, es handelt sich also um einen endothermen Prozess. Die Gitterenergie ist hier größer als die Hydratationsenthalpie, da sich bereits Wassermoleküle im Kristallgitter befinden und somit beim Solvatisieren nicht mehr so viel Energie freigesetzt werden kann. Das Spalten des Gitters benötigt insgesamt mehr Energie als frei wird und deshalb wird die restliche Energie der Umgebung entzogen (Absinken der Temperatur). Auch hier lassen sich die Wärmemenge Q, die spezifische und die molare Lösungsenthalpien berechnen:
| Q | = | mWasser · cWasser · ΔTLösung | ||||||
| ΔHspez | = |
| ||||||
| ΔHmol | = | ΔHspez · MSalz | ||||||
| Q | = | 40 g · 4,187 J/g · K · 8,4 K | = | 1401 J | ||||
| ΔHspez | = |
| = | 63,98 J/g | ||||
| ΔHmol | = | 63,98 J/g · 219 g/mol | = | 14011 J/mol | = | 14,01 kJ/mol | ||
Vergleich mit Literaturwerten:
Lösungsenthalpie Calciumchlorid: -83 kJ/mol
[E.Riedel, Anorganische Chemie, de Gruyter, 6. Auflage, 2004, S. 602.]
xabs = -59,79 kJ/mol - (-83 kJ/mol) = 23,21 kJ/mol
| xrel = | | |
| | | · 100 % | = | 38,8 % |
Lösungsenthalpie Calciumchloridhexahydrat: 14 kJ/mol
[E.Riedel, Anorganische Chemie, de Gruyter, 6. Auflage, 2004, S. 602.]
xabs = 14,01 kJ/mol - 14 kJ/mol = 0,1 kJ/mol
| xrel = | | |
| | | · 100 % | = | 0,7 % |
Mögliche Fehlerquellen: Das Kalorimeter ist nicht absolut dicht, wodurch die gemessen Temperaturen verfälscht sein können. Außerdem ist es möglich, dass nicht alle Gefäße absolut trocken waren und dass, vor allem im Fall von Calciumchlorid, der Kontakt des Salzes zur Luft vor Versuchsbeginn bereits sehr lang war und so die Werte verfälscht hat. Des Weiteren muss streng genommen die Wärmekapazität des Kalorimeters vorab bestimmt werden (verschiedene Experimente möglich) und nicht mit der des Wassers gerechnet werden.
Entsorgung
Die gelösten Salze werden im Abfluss entsorgt; mit viel Wasser nachspülen.
Anmerkungen & Unterrichtsanschlüsse: Der Versuch eignet sich besonders zur anschaulichen Unterscheidung zwischen endothermen und exothermen Reaktionen und bietet gleichzeitig die Möglichkeit das Berechnen von Enthalpien zu üben. Lässt man den Versuch von den Schülern und Schülerinnen selbst auswerten, übt es gleichzeitig die Verwendung geeigneter Fachliteratur um fehlende Werte in Erfahrung zu bringen. Alternativ können auch andere Salze verwendet werden.
Literatur
M. Nordholz, Dr. R. Herbst-Irmer, Praktikumsskript: Allgemeine und Anorganische Chemie, Göttingen, WS 2010/2011, S. 28-30.
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