Bestimmung der Reaktionswärme
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| Stoffe
Holzkohlestück, destilliertes Wasser, Sauerstoff aus der Flasche,
Eisen gepulvert, Schwefel sublimiert |
| Geräte
Kalorimeter, Stativ, Thermometer 0-50°C/0,1°C, Waage 0,01g, Gaswaschflasche,
Schlauchverbindung, Brenner, Hammer, Tiegelzange, Reagenzgläser 16x180mm
und 20x180mm, Glaswolle, 2 Plastikbecher 500ml |
Sicherheit 
Reiner Sauerstoff darf im Kalorimeter nur in Verbindung mit der Holzkohle
verwendet werden, keine anderen Stoffe in reinem Sauerstoff verbrennen!
Mengen nicht überschreiten, Sauerstoff genau dosieren (Gaswaschflasche)! |
Inhalt:
Didaktische
Bemerkungen
Demonstration
1 Bestimmung der Reaktionswärme von Holzkohle
Demonstration
2 Bestimmung der Lösungswärmen von Salzen
Demonstration
3 Bestimmung der Bildungswärme bei der Reaktion
von Eisen und Schwefel
Ausblick
Didaktische
Bemerkungen
Chemische
Reaktionen sind stets mit einem Energieumsatz
verbunden. Diese Erfahrung entspricht auch den Alltagserfahrungen, z.B.
beim Verbrennen von Heizöl oder von Holzkohle. Eine Hinführung
zu diesem Thema erfolgte im Unterricht zuvor bei verschiedenen Experimenten
("Kupfer und Schwefel"), bei den Schülerübungen
oder bei den Sulfid-Reaktionen. Im folgenden
soll nun demonstriert werden, dass die frei werdende Reaktionswärme
nicht nur qualitativ wahrgenommen, sondern auch quantitativ gemessen und
berechnet werden kann.
Demonstration
1 Bestimmung der Reaktionswärme von Holzkohle
Zunächst wiegt man
ein Holzkohlestückchen von max. 0,3g auf einer Waage ab und bestimmt
die Masse auf zwei Stellen hinter dem Komma genau. Danach wird ein Kalorimeter
in ein Stativ gespannt und mit der erforderlichen Menge an destilliertem
Wasser gefüllt (meist 500ml). Die genaue Masse des Wasser kann mit
einem Messzylinder oder mit einer Waage bestimmt werden. Das Eingangsrohr
unterhalb des Kalorimeters wird an eine mit Kalkwasser gefüllte Gaswaschflasche
angeschlossen. Diese verbindet man mit der Sauerstoffflasche und stellt
einen schwachen Gasstrom ein (ca. 2-3 Blasen pro Sekunde).
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(nur auf CD-ROM)
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Bestimmung der Reaktionswärme
im Kalorimeter
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Nun erfolgt eine genaue
Messung der Wassertemperatur. Danach wird ein kleines Stück Holzkohle
(max. 0,3g !) mit der Tiegelzange über der nichtleuchtenden Brennerflamme
an den Rändern zum Glühen gebracht und zügig in die Halterung
des Kalorimeters eingesetzt. Der Kalorimeter sollte dann sofort verschlossen
werden. Achtung: Die Sauerstoffzufuhr muss eventuell gedrosselt werden,
vor allem wenn die Holzkohle zu stark aufglüht oder der Korken gar
Feuer fängt!
Während des Verbrennens
der Holzkohle wird der Rührstab gelegentlich auf und ab bewegt. Dies
wird auch eine Weile nach dem vollständigen Verglühen des Kohlestückchens
fortgesetzt. Danach liest man die Temperatur erneut ab und bestimmt die
Temperaturdifferenz.
Beobachtung:
Das glimmende Holzkohlestückchen glüht
nach der Sauerstoffzufuhr hell auf. Gelegentlich beschlägt das Innere
des Kalorimeters mit Wasserdampf. Die Verbrennung liefert Wärme, die
das Wasser des Kalorimeters aufheizt. Die Temperaturzunahme kann an dem
Thermometer abgelesen werden. Die Temperatur erreicht nach dem Ende der
Verbrennung ihr Maximum.
Theorie:
Bei der Verbrennung der Holzkohle wird Wärme
frei, die das Wasser im Kalorimeter aufheizt. Die Reaktionsgleichung für
die Verbrennung von Kohlenstoff lautet:
C + O2 
CO2 DHR
= -393 kJ/mol
Die angegebene Reaktionswärme
DHR
bezieht sich auf die Stoffmenge
von 12g Kohlenstoff (1mol). Zunächst soll jedoch die absolute Wärmemenge
Q berechnet werden. Die Berechnung erfolgt unter Einbeziehung der spezifischen
Wärmekapazität (cP) des Wassers:
Q = cP
(Wasser) · m (Wasser) · DT
Zur Erwärmung von
1g Wasser um 1 Kelvin (1°C), sind (bei konstantem Druck) 4,19 Joule
notwendig. Die Wärmekapazität des Kalorimeters soll hierbei vernachlässigt
werden. Beispiel: Bei einer Messung erwärmen 0,3g Holzkohle 500g Wasser
um 4,3 Kelvin (°C):
Q = 4,19 J/(g ·
K) · 500g · 4,3K = 9008,5 Joule
Bei der Verbrennung von
0,3g Holzkohle werden also 9008,5 Joule frei. Nun wird die Reaktionswärme
bezogen auf die Stoffmenge des Kohlenstoffs
berechnet. 0,3g Kohlenstoff entsprechen der Stoffmenge von 0,025mol. Die
Reaktionswärme bei 1mol Kohlenstoff beträgt also:
DHR
= -9008,5 Joule/0,025mol = -360340 Joule/mol = -360,34 kJ/mol
Der errechnete Wert erhält
ein negatives Vorzeichen, da bei der Reaktion Energie frei wird. Bei einem
Vergleich mit dem theoretischen Wert (-393 kJ/mol) zeigt sich eine Abweichung,
die durch bestimmte Faktoren verursacht werden kann:
Die spezifische Wärmekapazität
des Kalorimeters wurde nicht berücksichtigt. Bei der Verbrennung der
Holzkohle wurde nicht nur das Wasser erwärmt, sondern auch das Glas
und die umgebende Luft des Kalorimeters. Diese Wärmemenge floss nicht
in das Wasser. Wird die Wärmekapazität der Kalorimeters mit berücksichtigt
(z.B. 200 J/g · K),
erfolgt die Berechnung nach einer erweiterten Gleichung:
Q = 4,19 J/(g ·
K) · 500g · 4,3K +
200 J/(g · K) · 4,3K
= 9868,5 Joule
DHR
= -9868,5 Joule/0,025mol = -394740 Joule/mol = -394,74 kJ/mol
Die Holzkohle ist vielleicht
mit Wasser oder mit Kohlenwasserstoffen verunreinigt. Der innere Beschlag
im Kalorimeter deutet eventuell darauf hin. Beim Zünden des Holzkohlestückchen
mit dem Brenner außerhalb des Kalorimeters geht bereits Wärme
verloren. Die Abweichungen sollten diskutiert werden, weil durch sie das
Prinzip der Messung von den Schülern besser verstanden wird.
Demonstration
2 Bestimmung
der Lösungswärmen von Salzen
Beim Lösen von Salzen
in Wasser zerfallen die Ionenbindungen
in Ionen, wobei ebenfalls Wärme abgegeben oder aufgenommen wird. Löst
man das Salz Kaliumnitrat in Wasser,
findet eine Abkühlung statt, da beim Lösungsvorgang Energie aus
der Umgebung benötigt wird:
KNO3
K+ + NO3-
DHL
= +36 kJ/mol
Andere Salze führen
beim Lösen in Wasser zu einer Erwärmung, z.B. beim Natriumhydroxid:
NaOH
Na+ + OH-
DHL
= -43 kJ/mol
In einer Schülerübung
(>Arbeitsblatt) bestimmen
die Schüler die absoluten Wärmemengen und die molaren Lösungswärmen
selbst und vergleichen dann mit den theoretischen Werten (vgl. auch mit
den Tabellen zu den Bildungsenthalpien
von Ionen). Auch hier soll die spezifische Wärmekapazität
der verwendeten Gefäße vernachlässigt werden.
Demonstration
3 Bestimmung der Bildungswärme bei der Reaktion von Eisen
und Schwefel
Bei der exothermen Sulfid-Reaktion
von Eisen und Schwefel wird viel Energie frei:
Fe + S
FeS DHB
= -100 kJ/mol
7g Eisenpulver werden
in einer Reibschale mit 4g Schwefel vermischt. Von dem Gemisch wiegt man
auf einer Waage genau 8,8g ab und füllt es in ein kleineres Reagenzglas
(16x180mm). Ein Becher aus dünnem, transparentem Kunststoff, der in
einem zweiten steht, wird mit genau 250g (250ml) Wasser gefüllt. Der
genaue Aufbau der Apparatur ist der Zeichnung zu entnehmen:
Am Boden des größeren
Reagenzglases, welches in das Wasser taucht, befindet sich ein kleines
Knäulchen Glaswolle. Die Wassertemperatur wird auf 0,1°C genau
gemessen. Danach erhitzt man das Gemisch im Reagenzglas mit der nicht leuchtenden
Brennerflamme solange, bis es zu glühen beginnt. Das Reagenzglas wird
möglichst rasch in das ins Wasser getauchte Reagenzglas hinein gestellt.
Der Thermometer sollte während der Reaktion aus Sicherheitsgründen
nicht in das Wasser gehalten werden. Nach Beendigung der Reaktion rührt
man mit dem Thermometer vorsichtig um und liest danach die höchste,
erreichbare Temperatur ab.
Beobachtungen:
Das Eisen-Schwefel-Gemisch glüht hell
auf, die Glutzone wandert durch das Gemisch. Dabei erwärmt sich das
Wasser im Becher.
Theorie:
Bei diesem Versuch entspricht die absolute
Wärmemenge Q genau einem Zehntel der molaren Reaktionswärme DHR,
da 5,6g Eisen und 3,2g Schwefel (=8,8g) genau 0,1 mol an Stoffmenge der
beteiligten Stoffe entsprechen:
Q = cP
(Wasser) · m (Wasser) · DT
Berechnung eines Versuchs,
bei dem sich das Wasser um 8,6 Kelvin (°C) erwärmt:
Q = 4,19 J/(g ·
K) · 250g · 8,6K = 9008,5 Joule
DHB
= -9008,5 Joule/0,1mol = -90085 Joule/mol = -90,085 kJ/mol
Aufgrund der exothermen
Reaktion erhält die errechnete Bildungswärme ein negatives Vorzeichen.
Der Vergleich mit dem theoretischen Wert (-100kJ/mol) zeigt eine Abweichung
von ca. 10%. Auch hier erscheint eine Fehlerdiskussion sinnvoll:
-
Beim Erhitzen des Reagenzglases
mit dem Brenner wird dem System Energie zugeführt, die das Wasser
später mit aufheizt. Diese Fehlerquelle müsste den Wert erhöhen.
-
Da die Reaktion außerhalb
des Messkalorimeters bereits beginnt, geht einiges an Wärme verloren.
-
Die spezifische Wärmekapazität
der Plastikbecher wird nicht berücksichtigt, auch dies erniedrigt
den Wert, da dem System Wärme verloren geht.
Im Anschluss kann die Reaktionswärme
aus der Differenz der Summen aller Bildungswärmen der Ausgangs- und
der Endstoffe berechnet werden. Da Eisen und Schwefel zu Beginn als Element
vorliegen, wird für sie der Wert 0 eingesetzt:
für
die Reaktion Fe + S -----> FeS:
DHR
= -100kJ - (0 + 0) = -100 kJ/mol
Ausblick
Die Berechnung der Reaktionswärmen
kann an weiteren Übungsbeispielen
verdeutlicht werden. Die Messung von Neutralisationswärmen bei der
Neutralisation von Natronlauge durch Schwefelsäure und die Bestimmung
der Reaktionswärmen bei Redoxreaktionen, wenn man zum Beispiel Zinkpulver
zu einer Kupfer(II)-sulfatlösung in einem Thermosgefäß
gibt, dienen zur weiteren Vertiefung.