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Molare Reaktionsenthalpie einer Redoxreaktion

von Annika Nüsse

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Ziel des Versuchs Bei der Reaktion von Zink und Kupfer(II)-Ionen können die SuS eine spontan ablaufende exotherme Reaktion beobachten, aus derer sich die molare Reaktionsenthalpie bestimmen lässt.

Vorbemerkung

Bei der Reaktion von Zink und Kupfer(II)-Ionen können die SuS eine spontan ablaufende exotherme Reaktion beobachten, aus derer sich die molare Reaktionsenthalpie bestimmen lässt. Mit diesem Begriff sowie den damit verbundenen Rechnungen müssen sie SuS vertraut sein und die ablaufende Redoxreaktion in Formelsprache entsprechend des erweiterten Redoxbegriffes ausdrücken können.

Materialien

Styroporkalorimeter, Magnetrührer, Digitalthermometer, Stativ, Spatel

Chemikalien

Kupfersulfat-Pentahydrat, Zink-Pulver, Zinksulfat-Heptahydrat, Wasser

Gefahrstoffe

Gefahrstoff H-Sätze P-Sätze GHS-Piktogramme
Kupfer(II)-sulfat-5-H2O H302, H319, H315, H410 P280, P273, P302+P352, P305+P351+P338, P309+P311 GHS07 GHS09
Zink Pulver H410 – GHS09
Zinksulfat-7-H2O H302, H318, H410 – GHS05 GHS07 GHS09

Durchführung

In einem Styroporkalorimeter werden zu 100 mL einer 0,1 molaren Kupfersulfat-Lösung schnell 6,5 g Zink-Pulver hinzugegeben. Dabei wird die Temperaturentwicklung verfolgt (mit Vor- und Nachperiode).

Beobachtung

Nach Zugabe des Zinks verfärbt sich die Lösung von hellblau zu grauschwarz. Es bildet sich ein grauer Feststoff in der Lösung.

Vorperiode 0-90 s / Zugabe des Zinks ab 120 s

Zeit t [s]
0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330 360 390 420 450 480 510 540 570 600
Temperatur T [°C]
 21,2 21,2 21,2 21,2 25,7 25,8 25,7 25,8 25,8 25,8
 25,8 25,8 25,8 25,8 25,8 25,8 25,8 25,8 25,8 25,8 25,8

Nachperiode: nach 15 Minuten → 25,7 °C

Abbildungen

  • Abb. 1: Auftragung Zeit gegen Temperatur

Deutung

Es läuft eine Redoxreaktion ab.

Reduktion:   Cu2+ + 2 e- → Cu
Oxidation:   Zn → Zn2+ + 2 e-
Gesamtreaktion:   Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq)

Aus der Auftragung lassen sich folgender Wert bestimmen:

ΔT = 4,6 °C = 4,6 K

Damit lässt sich die Reaktionswärme Q folgendermaßen berechnen:

Q = -cp (Wasser) · m(Wasser) · ΔT

wobei cp (Wasser) die spezifische Wärmekapazität des Wassers ist. In wässrigen Lösungen ist der Wert der spezifischen Wärmekapazität gleich dem des Wassers. Also gilt:

Q = -4,187 J/g · K · 100 g · 4,6 K = -1926,02 J = -1,926 kJ

Das reagierende System verliert bei dieser exothermen Reaktion also Energie. Dementsprechend gilt für die Änderung der Inneren Energie ΔU = Q. Wird der Druck während einer Reaktion konstant gehalten, so bezeichnet man die gemessene Reaktionswärme als Reaktionsenthalpie ΔH. Für den Zusammenhang zwischen Reaktionsenthalpie und Innerer Energie gilt:

ΔH = ΔU + p · ΔV

Dabei ist p der Druck und ΔV die Volumenänderung, welche zusammen als Volumenarbeit WV = p · ΔV bezeichnet werden. Bei konstantem Volumen ergibt sich also ΔH = ΔU.

Damit folgt, dass ΔrH = -1,926 kJ.

Die molare Reaktionsenthalpie errechnet sich über die eingesetzte Stoffmenge an Kupfersulfat-Lösung:

ΔrHm =  
 -1,926 kJ  
0,1 mol/L · 0,1 L
  =   -192,6 kJ/mol

Vergleich mit dem Literaturwert: ΔrHm = -218,66 kJ/mol

Fehlerrechnung:

xabsolut = | -192,6 kJ/mol - (-218,66 kJ/mol) | = 26,06 kJ/mol

xrelativ =   | 
  26,06 kJ/mol 
-192,6 kJ/mol
   |  · 100 %  = 13,53 %

Entsorgung

Die Entsorgung erfolgt über den Abfluss und unter kräftigem Nachspülen mit Wasser.

Anmerkungen & Unterrichtsanschlüsse

Der Versuch eignet sich besonders, um mit den SuS die experimentelle Bestimmung der Reaktionsenthalpie sowie die damit verbundenen Rechnungen zu üben. Je nachdem, wie viel Zeit zur Verfügung steht, kann die Nachperiode auch verkürzt werden, da sich die Endtemperatur sehr schnell einstellt. Außerdem können wahlweise auch andere Kupfer(II)- Salze statt des Sulfats verwendet werden.

Literatur

[1] Universität Göttingen, Praktikumsskript zum Anorganisch-Chemischen Praktikum für Lehramtskandidaten, 2013, S. 68.

[2] P.W. Atkins, Kurzlehrbuch Physikalische Chemie, WILEY-VCH, 4. Auflage, 2008, S. 1084/1086.