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Lösungswärme von Salzen

von Annika Nüsse

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Ziel des Versuchs Das Lösen von Salzen bedingt auch immer eine Temperaturveränderung. Diese soll bei diesem Versuch für verschiedene Salze bestimmt und die relevanten Enthalpien betrachtet werden.

Vorbemerkung

Das Lösen von Salzen bedingt auch immer eine Temperaturveränderung. Diese soll bei diesem Versuch für verschiedene Salze bestimmt und die relevanten Enthalpien betrachtet werden. Daher müssen deren Definitionen sowie die Berechnung von Enthalpien bekannt sein. Zudem müssen die SuS in der Lage sein, zwischen exothermen und endothermen Reaktionsverläufen zu differenzieren.

Materialien

Styroporkalorimeter, Magnetrührer, Digitalthermometer, Stativ, Spatel

Chemikalien

Calciumchlorid, Calciumchlorid-Hexahydrat, Wasser

Gefahrstoffe

Gefahrstoff H-Sätze P-Sätze GHS-Piktogramme
Calciumchlorid-2-H2O H319 – GHS07
Calciumchlorid wasserfrei H319 – GHS07

Durchführung

In einem Styroporkalorimeter werden in 40 mL Wasser je 0,1 mol Calciumchlorid bzw. Calciumchlorid-Hexahydrat gelöst. Über 10 Minuten wird die Temperatur alle 30 Sekunden notiert. Eine Vor- und Nachperiode sind aufzunehmen.

Beobachtung

Die Zugabe der Salze erfolgte nach einer Vorperiode von 2 Minuten jeweils ab 120 Sekunden. Der Versuch liefert nach der Zugabe von Calciumchlorid die folgenden Werte:

Zeit t [s]
0 30 60 90 120 150 180 210 240 270
 300 330 360 390 420
 450 480 510 540 570 600 630 660 690
Temperatur T [°C]
 21,4
 21,4
 21,4
 21,4
 45,8
 52,4
 58,1
 59,8
 59,4
 59,1
 58,8
 58,5
 58,2
 57,8
 57,5 57,3
 57,0
 56,7
 56,4
 56,1
 55,8
 55,6
 55,4
 55,1

Nachperiode:

  • nach 15 Minuten → 52,7 °C
  • nach 20 Minuten → 50,6 °C
  • nach 30 Minuten → 47,4 °C

Der Versuch liefert bei der Zugabe von Calciumchlorid-Hexahydrat folgende Werte:

Zeit t [s]
0 30 60 90 120 150 180 210 240 270
 300 330 360 390 420
 450 480 510 540 570 600 630 660 690
Temperatur T [°C]
 18,9 19,0 19,0
 19,0 13,2 12,9 13,0 13,2 13,2 13,1 13,1 13,1 13,1 13,2 13,2 13,2
 13,3 13,3 13,4 13,4 13,4 13,5 13,5
 13,5

Nachperiode:

  • nach 15 Minuten → 13,8 °C
  • nach 20 Minuten → 14,2 °C
  • nach 30 Minuten → 14,8 °C

Abbildungen

  • Abb. 1: Temperaturmessung der Lösungswärme von Calciumchlorid(-Hexahydrat) im Styroporkalorimeter
  • Abb. 2: Temperatur-Zeit-Diagramm des Lösungsvorganges von Calciumchlorid in Wasser
  • Abb. 3: Temperatur-Zeit-Diagramm des Lösungsvorganges von Calciumchlorid-Hexahydrat in Wasser

Deutung

Berechnung der Lösungsenthalpie (Calciumchlorid):

ΔrH   =  -4,187 J/g · K · 40 g · 39 K =  -6531,72 J =  -6,532 kJ

ΔrHm = 
  -6,532 kJ 
0,1 mol
  =   −65,32 kJ/mol

Berechnung der Lösungsenthalpie (Calciumchlorid-Hexahydrat):

ΔrH   =  -4,187 J/g · K · 40 g · (-6,1 K) =  1021,63 J =  1,022 kJ

ΔrHm = 
  1,022 kJ 
0,1 mol
  =   10,22 kJ/mol

Demzufolge verläuft das Lösen von Calciumchlorid exotherm (ΔH < 0), bei Calciumchlorid-Hexahydrat endotherm (ΔH > 0). Das unterschiedliche Verhalten der beiden Salze begründet sich durch das Kristallwasser. Um das Calciumchlorid-Gitter aufzulösen, muss erst die Gitterenergie aufgewendet werden, um den energetisch günstigen Zustand zu zerstören. Die anschließende Hydratisierung der frei gewordenen Ionen setzt jedoch so viel Energie frei, sodass der Betrag der Hydratationsenthalpie größer als der der Gitterenergie ist. Damit begründet sich das exotherme Verhalten.

Bei Calciumchlorid-Hexahydrat ist die aufzuwendende Gitterenergie dieselbe, allerdings sind die Ionen durch das Kristallwasser vorab schon hydratisiert. Daher können die Wassermoleküle der Kalorimeter-Flüssigkeit sich nicht mehr in dem Maße anlagern, wie es bei Calciumchlorid der Fall ist. Deshalb wird auch nicht so viel Energie frei wie bei Calciumchlorid bzw. der Betrag der Gitterenergie ist größer als die Hydratationsenthalpie, sodass ΔH > 0, also die Reaktion endotherm ist.

Vergleich mit den Literaturwerten [2]:

ΔrHm(CaCl2) = 14 kJ/mol

xabs =   |  −65,32 kJ/mol − (−83 kJ/mol) | = 17,68 kJ/mol

xrel =  | 
 17,68 kJ/mol 
 −65,32 kJ/mol
 |  · 100%  =  27,07 %


ΔrHm(CaCl2 · 6 H2O) = −83 kJ/mol

xabs =   |  10,22 kJ/mol − 14 kJ/mol | = 3,78 kJ/mol

xrel =  | 
 3,78 kJ/mol 
 10,22 kJ/mol
 |  · 100%  =  36,99 %

Entsorgung

Die Entsorgung der gelösten Salze erfolgt über das Abwasser mit viel nachspülen von Wasser.

Anmerkungen & Unterrichtsanschlüsse

Der Versuch eignet sich besonders, um mit den SuS die experimentelle Bestimmung der Reaktionsenthalpie sowie die damit verbundenen Rechnungen zu üben. Weiterhin dient er sehr anschaulich dazu, exotherme und endotherme Reaktionen zu unterscheiden. Alternativen bietet die Verwendung von bspw. Kupfersalzen.

Literatur

[1] Universität Göttingen, Praktikumsskript zum Anorganisch-Chemischen Praktikum für Lehramtskandidaten, 2013, S. 32-33.

[2] E. Riedel, Anorganische Chemie, 4. Auflage, 1999, Berlin, S. 591.