Physikalische Chemie in der Schule

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1 Universität Kassel, Grundpraktikum Physikalische Chemie Studiengang Lehramt Chemie Physikalische Chemie in der Schule I. Anfangsunterricht: Die Merkmale der chemischen Reaktion (Lit. Elemente chemie I S.62; Blickpunkt S. 136) weißes Kupfersulfat + Wasser blaues Kupfersulfat blaues Kupfersulfat weißes Kupfersulfat + Wasser / exotherm / endotherm II. Bauen eines Kalorimeters und die Bestimmung seiner Wärmekapazität mit Wasser unterschiedlicher Temperatur (Klett Kursheft S.113) III. Messung von Reaktionsenthalpien (Klett Kursheft; Diesterweg Thermodynamik; Flörke/Wolff; Schroedel Allgemeine Ch.) Bestimmung von Neutralisationsenthalpien Bestimmung von Lösungsenthalpien (CaCl 2, LiNO 3, NaNO 3, KNO 3 ) Bestimmung der Enthalpie einer Redoxreaktion (CuSO 4(aq) + Zn (s) Cu (s) + ZnSO 4(aq) ) (Diskussion der Versuchsvorschrift CuSO 4(aq) + Mg... Flörke/Wolff S. 3/54) IV. Satz von Hess Am Beispiel des Lösens und Neutralisierens von NaOH (Lit. chemie heute Sek.II S.62) 4 g NaOH ml H 2 O 50 ml NaOH + 50 ml HCl c=2 mol/l 4 g NaOH ml HCl c=1 mol(l V. Endotherme Reaktionen mit starker Entropie-Zunahme - siehe Lösungsenthalpie KNO 3 - Ba(OH) 2 8H 2 O + 2 NH 4 SCN 2 NH 3 + Ba(SCN) H 2 O - Verdunsten von Aceton 1

2 Anfangsunterricht 1. Fülle ein trockenes Reagenzglas etwa 1cm hoch mit weißem Kupfersulfat. Gib Wasser dazu bis das Reagenzglas etwa 2cm hoch gefüllt ist, Umfasse vorsichtig das Reagenzglas mit der Hand. 2. Fülle ein trockenes Reagenzglas etwa 1cm hoch mit blauem Kupfersulfat und erhitze es vorsichtig in der leuchtenden Brennerflamme. Erste Deutung: weißes Kupfersulfat + Wasser blaues Kupfersulfat blaues Kupfersulfat weißes Kupfersulfat + Wasser / exotherm / endotherm Weiterführende Erklärungen in der Mittelstufe: Wasser als Lösungsmittel Wie lösen sich Salze? Energie beim Lösen. Salzhydrate. 2

3 Ein einfaches Kalorimeter und die Bestimmung seiner Wärmekapazität Beispiele einfacher Kalorimeter: Trinkbecher aus Styropor Becherglaskalorimeter: In ein 600ml Becherglas wird ein 250ml Becherglas gestellt. Der Zwischenraum wird mit Styroporkügelchen ausgefüllt. Polystyrolbecher werden mit isolierender Verpackungsfolie umwickelt und in eine Styroporhülse gesteckt. Dewargefäße und Thermoskannen Versuch: Bestimmung der Wärmekapazität eines Kalorimeters 1 Kalorimetergefäß; 2 Thermometer 0 C bis 50 C, 0,1 K; 1 Becherglas 200ml; 1 Waage Ableseungenauigkeit höchstens 100mg; 1 Stoppuhr; destilliertes Wasser Kalorimeter auf der Waage austarieren. Wasser von Zimmertemperatur einwiegen (z.b. m 1 = 50g). Temperatur messen T 1. Wassermenge m 2 (etwa gleich wie m 1 ), die auf etwa 40 C erwärmt ist in Becherglas geben. Temperatur messen T 2. Warmes Wasser rasch in das Kalorimeter eingießen, umrühren (ausnahmsweise mit dem Thermometer) und alle 30 sec die Temperatur messen. Zugegossene Wassermenge m 2 durch erneute Wägung feststellen. 1) Notieren Sie den Temperaturgang in einer Wertetabelle: 2) Zeichnen Sie ein Diagramm: Temperatur gegen Zeit. 3) Bestimmen Sie die Mischungstemperatur T m aus dem Graph des Temperaturganges. 4) Berechnen Sie die Wärmekapazität k der Kalorimeteranordnung bei der benutzten Füllung. ( Für ein Becherglaskalorimeter findet man k 30J*K -1.) Grundlagen: Durch Mischung von Wasser höherer Temperatur T 2 mit Wasser niederer Temperatur T 1 im Kalorimeter kann die Wärmekapazität k bestimmt werden. Aus der Gleichheit von aufgenommener und abgegebener Wärmemenge (Q auf = Q ab ) ergibt sich, wenn sich im Kalorimeter zu Beginn kaltes Wasser mit der Temperatur T 1 befindet: (c 1 m 1 + k) (T m T 1 ) = c 2 m 2 (T 2 - T m ) 3

4 Messung von Reaktionsenthalpien 1. Versuch: Messung von Neutralisationsenthalpien 1 Kalorimeter, 1 Thermometer 0 C bis 50 C, 0,1K; 4 Vollpipetten 50ml; Salzsäure c(hcl) = 1 mol/l; Schwefelsäure c(h 2 SO 4 ) = 1 mol/l; Natriumhydroxid-Lösung c(naoh) = 1 mol/l; Kaliumhydroxi-Lösung c(koh) = 1 mol/l Die Lösungen müssen bereits längere Zeit im gleichen Raum aufbewahrt worden sein. Schutzbrille! In das Kalorimeter werden 50 ml Salzsäure vorgelegt und die Anfangstemperatur ermittelt. 50 ml Natronlauge werden rasch zur Salzsäure gegeben und der Zeitpunkt festgehalten. Man rührt vorsichtig aber intensiv mit dem Thermometer. Etwa drei Minuten lang wird die Temperatur alle 30 sec abgelesen. Analog wird mit den übrigen Säure-Base-Paaren verfahren. Auswertung (jeweils): 1) Ermitteln Sie die Ausgangs- und Endtemperatur aus dem Graph des Temperaturgangs 2) Berechnen sie die Wärmemenge Q, die bei der Reaktion umgesetzt wird. Gehen Sie dabei näherungsweise von der spezifischen Wärmekapazität von Wassers c p = 4,18J g -1 K -1 aus und berücksichtigen Sie die Wärmekapazität des Kalorimeters. 3) Berechnen Sie die molare Neutralisationsenthalpie R H. 4) Diskutieren Sie kurz ihre Ergebnisse. 4

5 2. Versuch Lösungsenthalpien einiger Salze Kalorimeter; Thermometer (1/10K); Waage Calciumchlorid (CaCl 2 ); Lithiumnitrat (LiNO 3 ); Natriumnitrat (NaNO 3 ), Kaliumnitrat (KNO 3 ); destilliertes Wasser, Schutzbrille! Man gibt in ein Kalorimeter 100 g Wasser und misst dessen Temperatur. Danach fügt man 0,05 mol des Salzes hinzu und rührt vorsichtig mit dem Thermometer, bis es sich vollständig gelöst hat. Die Temperatur wird über eine Zeitraum von 5 min alle 30 sec gemessen. i. Berechnen Sie die jeweiligen Wärmemengen Q, die bei den Reaktionen umgesetzt werden und die dazugehörigen molaren Lösungsenthalpien. ii. Diskutieren Sie die Ergebnisse. (exothermer, endothermer Lösungsvorgang, Gitterenthalpie, Hydratationsenthalpie, Lösungsenthalpie, 1. Hauptgruppe des Periodensystems) 3. Versuch Reaktionsenthalpie einer Redoxreaktion Kalorimeter; Thermometer (1/10 K); Messkolben 100 ml; Waage; Kupfersulfatlösung c (CuSO 4 ) = 0,1 mol/l; Zinkpulver. Man gibt 100 ml Kupfersulfatlösung in das Kalorimeter und misst die Temperatur. Fügen Sie dann 4 g Zinkpulver hinzu. Unter leichtem Rühren wird der Temperaturverlauf etwa 5 Minuten lang vefolgt. 1) Warum muss das Zinkpulver nicht genau gewogen werden. 2) Wie viel Zinkpulver muss mindestens zugesetzt werden. 3) Berechnen sie die molare Reaktionsenthalpie für diese Reaktion und vergleichen Sie ihren Wert mit dem Literaturwert. 4) Nennen Sie möglich Fehlerquellen. 5) Überlegen Sie, ob man für diesen Versuch auch Magnesiumpulver verwenden könnte. 5

6 Satz von Hess Versuch: Bestimmen Sie die Reaktionsenthalpie der folgenden Reaktionen Kalorimeter; Thermometer (1/10 K); Waage; 2 Vollpipetten 50 ml; Natriumhydroxid; Natronlauge c(naoh) = 2mol/l; Salzsäure c(hcl) = 2 mol/l; Salzsäure c(hcl) = 1 mol/l; Wasser 1. Lösen Sie 4 g Natriumhydroxid-Plätzchen in 100 ml Wasser. 2. Mischen Sie 50 ml Natronlauge c(naoh) = 2 mol/l mit 50 ml Salzsäure c(hcl) = 2 mol/l. 3. Lösen Sie 4 g Natriumhydroxid-Plätzchen in 100 ml Salzsäure c(hcl) = 1 mol/l. Notieren Sie jeweils den Temperaturverlauf. Berechnen Sie die molaren Reaktionsenthalpien aller drei Reaktionen. Prüfen Sie, ob die Ergebnisse dem HESSschen Satz entsprechen. 6

7 Endotherme Reaktionen mit starker Entropie-Zunahme Versuch 1: Siehe Lösungsenthalpie von Kaliumnitrat. Versuch 2: Bariumhydroxid mit Ammoniumthiocyanat Erlenmeyerkolben 100 ml mit Stopfen; Filterpapier; Bariumhydroxid-Oktahydrat; Ammoniumthiocyanat; Wasser; Indikatorpapier In den Erlenmeyerkolben werden je ein großer Löffelspatel Bariumhydroxid-Oktahydrat und Ammoniumthiocyanat zusammengegeben und kräftig geschüttelt. Der Kolben wird auf einem feuchten Filterpapier abgestellt. Öffnen Sie nach ca. 2 min kurz den Stopfen, halten ein feuchtes Indikatorpapier über die Reaktionsmischung und riechen Sie vorsichtig an der Kolbenöffnung. Notieren Sie ihre Beobachtungen. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Versuch 3: Verdampfen von Aceton: Thermometer (1/10 K); Zellstofftuch; Aceton. Umwickeln Sie die Thermometerkuppe mit einem Stück Zellstofftuch und geben Sie etwas Aceton darauf. Beobachten Sie die Temperaturänderung. Setzen Sie die Versuchsergebnisse von Versuch 2 und 3 mit den Begriffen Entropie S und freie Enthalpie G in Zusammenhang. 7