Eine spontan ablaufende endotherme Reaktion

Dieser Versuch verdeutlicht sehr schön das Zusammenspiel zwischen Enthalpie und Entropie als Kriterium für den freiwilligen Ablauf einer chemischen Reaktion. Es wird vorausgesetzt, dass den SuS der Begriff der Enthalpie und daraus resultierend die Kennzeichen exothermer und endothermer Reaktionen bekannt sind, kann dieser Versuch genutzt werden, um den Begriff der Entropie einzuführen. Im Anschluss lassen sich die Gibbs-Helmholtz-Gleichung herleiten und die Termini exergonisch und endergonisch definieren.

Becherglas (100 mL), feuchtes Tuch, Thermometer (-20 °C), Glasstab

Ammoniumthiocyanat, Bariumhydroxid-8-H₂O

In einem kleinen Becherglas werden etwa 8 g Bariumhydroxid-octahydrat und etwa 4 g Ammoniumthiocyanat durch kurzes Umrühren mit einem Glasstab vermischt. Das Becherglas wird schnell auf ein feuchtes Tuch gestellt und mittels Thermometer wird die Temperatur gemessen.

Die Mischung wird flüssig, die Temperatur sinkt schnell bis auf - 8 °C und tiefer. Ein leichter Ammoniakgeruch ist wahrzunehmen.

Folgende Reaktion findet statt:

Ba(OH)₂ · 8H₂O_(s) + 2NH₄SCN_(s) → 2NH_3(g) + 10H₂O_(l) + Ba²⁺_(aq) + 2SCN_(aq)

Das Sinken der Temperatur nach Zusammengeben der Edukte zeigt, dass eine endotherme Reaktion abläuft. Obwohl für endotherme Reaktionen ΔH>0 gilt, lief diese Reaktion trotzdem spontan ab. Die Erklärung liefert die Gibbs-Helmholtz-Gleichung, in der Enthalpie und Entropie zur freien Enthalpie verknüpft werden: ΔG = ΔH - T·ΔS. Nur Reaktionen, für die ΔG<0 gilt, laufen spontan ab. Sie werden als exergonisch bezeichnet, wohingegen Reaktionen mit ΔG>0 als endergonisch betitelt werden. Da die oben aufgeführte Reaktion offensichtlich abläuft, muss das Produkt aus absoluter Temperatur und Entropieänderung größer sein als die Enthalpieänderung. Nur so ist gewährleistet, dass ΔG<0 ist. Aus drei Eduktmolekülen entstehen 15 Produktmoleküle bzw. -Ionen, wodurch die Entropie im System erhöht wird. Verstärkend kommt hinzu, dass die Produkte gasförmig oder in wässriger Phase vorliegen, im Vergleich zu den Edukten, die fest sind.

Lösung in den Schwermetallbehälter geben.

Nordholz, M., Herbst-Irmer, R., Praktikumsskript. Allgemeine und Anorganische Chemie. Georg-August-Universität Göttingen, WS 2011/2012.