Physikalische Chemie Hauptprotokoll der Lösungswärme PDF

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Summary

Es ist ein Hauptprotokoll von der Lösungswärme mit einer kurzen Theorie, Versuche und Auswertungen. Es gibt Diagramme und Tabelle dazu....

Description

Hauptprotokoll Lösungswärme

Abgabe 1

PRAKTIKANTEN: XXX

BETREUER: XXX

Assistent: XXX

PROTOKOLLABGABE: 24.07.2017 VERSUCHSTAG: 19.06.2017

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1

Inhaltsverzeichnis: 1.Motivation………………………………………….…………………………………...……………………..03 2.Theorie…………………………………...……………………………......................................................03 2.1 Thermodynamische Systeme…………………………………...…………………………….03 2.2 Reaktionswärme…………………………………...…………………………………………...05 2.2.1 Innere Energie (U)…………………………………...……………………………..05 2.2.2 Enthalpie (H)…………………………………...……………………………..........07 2.2.3 Wärmekapazität (C)…………………………………...…………………………..08 2.2.4 Lösungsvorgang…………………………………...……………………………....10 2.2.5 Integrale und differentielle Lösungswärme…………………………………...…11 3.Geräte……………………………………………………………………………...………………..………….11 4.Versuchsdurchführung………………………………………………………………………………..……….12 4.1.

Bestimmung der Wärmekapazität des Kalorimeters……………………………….....12

4.2.

Bestimmung der Lösungswärme zweier Salze……………………………………….12

5.Auswertung……………………………………………………………………………...……………...……...13 5.1 Auswertung 1……………………………………………………………………………...…...13 5.2 Auswertung 2……………………………………………………………………………...…...16 5.3 Auswertung 3……………………………………………………………………………...…...18 5.4 Auswertung 4……………………………………………………………………………...…...20 5.5 Auswertung 5……………………………………………………………………………...…...21 5.6 Auswertung 6……………………………………………………………………………...…...22 6.Quellen………………………………………………………………………………………………………...24

1

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1

1

Motivation

Für diesen Versuch soll die molare Lösungsenthalpie von wasserfreiem (𝐶𝑎𝐶𝑙

(

und hydratisierten 𝐶𝑎𝐶𝑙

2

2

)

)

· 6𝐻 2𝑂 Calciumchlorid bestimmt werden. Dazu wird ein

Dewar-Gefäß als Kalorimeter verwendet, sowie das Salz Kaliumchlorid, dessen Lösungsenthalpie bekannt ist. Damit soll die Wärmekapazität des Kalorimeters bestimmt werden und subsequent die Solvatationsenergien der Salze.

2

2.1

Theorie

Thermodynamische Systeme

(I) Offenes System:

Beim offenen System findet ein Austausch von Energie und Materie mit der Umgebung statt. Ein Beispiel dafür wäre ein Kochtopf ohne Deckel.[1][2]

Abb. 1 Beispiel für ein offenes System (eigene Zeichnung)

2

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 (II) Geschlossenes System:

Bei diesem System kann Energie mit der Umgebung ausgetauscht werden. Jedoch im Vergleich zum offenen System findet kein Materialaustausch statt. Ein Beispiel dafür wäre ein Schnellkochtopf mit Deckel.[1][2]

Abb. 2 Beispiel für ein geschlossenes System (eigene Zeichnung)

(III) Abgeschlossenes System:

Bei einem abgeschlossenen System ist dessen innere Energie ∆𝑈 =konstant, was bedeutet, dass kein Austausch von Energie und Materie mit der Umgebung stattfindet. Ein Beispiel dafür wäre eine perfekt isolierende Thermoskanne, bzw. ein Dewar Gefäß, wobei anzumerken ist, dass dies real nicht realisierbar ist. Ein funktionales Beispiel wäre deshalb die Formulierung, dass für das Universum die innere Energie konstant ist.[2]

3

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 Abb.3 Beispiel für ein abgeschlossenes System (eigene Zeichnung)

2.2 2.2.1

Reaktionswärme Innere Energie (U)

Die Innere Energie U beschreibt die im System vorhandene Gesamtenergie. Beispielsweise in Form von kinetischer Energie durch Bewegung, oder potentieller Energie wie Anziehungs- und Abstoßungskräften der Moleküle. Hierfür gilt der erste Hauptsatz der Thermodynamik, der besagt, dass Energie nie verloren geht. Sie wird in Arbeit oder Wärme umgewandelt. Man spricht von einer Zustandsfunktion, die den Zustands des Systems, unabhängig von dem Weg auf den dieser erreicht wurde, darstellt. Die in einem geschlossenen System vorliegende Änderung der inneren Energie (U) ist gleich der mit der Umgebung ausgetauschten Wärme (Q) und Arbeit (W). Bei der Inneren Energie und Enthalpie, sowie der Wärmekapazität bei konstantem Druck und Volumen, handelt es sich um Zustandsgrößen. Laut dem Satz von Heß hängen die oben genannten Größen nur von dem Anfangs- und Endzustand des Systems ab.[2][3]

Es gilt: 𝑑𝑈 = δ𝑄 + δ𝑊 (Gl. 1) U = Innere Energie in Joule (J) Q = ausgetauschte Wärmemenge in J W = Arbeit in J

4

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1

Die Inneren Energie eines Systems ist in einem abgeschlossenen System konstant. Sie ist eine Zustandsgröße, während die Wärme Q und die Arbeit W Prozessgrößen sind. Die Änderung der Inneren Energie kann mit dem totalen Differenzial bestimmt werden: ∂𝑈

∂𝑈 𝑑𝑈 = ( ∂𝑇 )𝑉 · 𝑑𝑇 + ( ∂𝑉 )𝑇 · 𝑑𝑉

(Gl.2) V = Volumen bzw bei ∂𝑉= Änderung des Volumens T= Temperatur in Kelvin Nimmt man an, dass bei der Zustandsänderung eines Systems nur Volumenarbeit ausgeübt wird, so muss Gl. 1 verändert werden. So gilt nach dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik, wenn das System Arbeit verrichtet: [1] 𝑑𝑈 = δ𝑄 − 𝑝 · 𝑑𝑉 (Gl. 3) p = Druck in Pa (hier konstant) Wird Isochor (V = Konstant) gearbeitet, so gilt: 𝑑𝑈 = δ𝑄𝑉 (Gl. 4) QV = Wärme bei konstantem Volumen

5

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1

Wird Gleichung 4 in das totale Differential der Inneren Energie eingesetzt, so erhält man:[2][3] ∂𝑈

δ𝑄𝑉 = ( ∂𝑇 )𝑉𝑑𝑇 →

δ𝑄

𝑉

𝑑𝑇

∂𝑈

= ( ∂𝑇 )𝑉 = 𝐶𝑉 (Gl. 5)

CV = Wärmekapazität

2.2.2

Enthalpie (H)

Die Enthalpie H ist eine extensive Größe der Thermodynamik und gibt wie viel Wärme in einem System auf- oder abgegeben wird. Die Einheit der Enthalpie ist angegeben als Joule. Da Reaktionen im Labor meistens anstatt isochor, isobar durchgeführt werden, wurde die Enthalpie H definiert. Die Gleichung für die Enthalpie lautet[2]:

𝐻 = 𝑈 + 𝑝𝑉 (Gl. 6)

𝐻 = Enthalpie in Joule

Abhängig von der Art, in der eine Zustandsänderung abläuft kann man durch konstante Größen die Formel der Enthalpie verändern.

Somit gilt für alle Enthalpieänderungen folgende Formel:

6

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 𝑑𝐻 = 𝑑𝑈 + 𝑝𝑑𝑉 + 𝑉𝑑𝑝 (Gl. 7)[2]

So gilt bei einem konstantem druck (isobar):[2]

δ𝑄𝑝 = 𝑑𝐻 (Gl. 8)[2] Qp = Wärme bei konstantem Druck

2.2.3

Wärmekapazität C

Die Wärmekapazität beschreibt, wie hoch die Wärmemenge Q sein muss, damit die Temperatur T eines Stoffes um eine bestimmte Differenz ∆𝑇erhöht wird. Die Gleichung der Wärmekapazität lautet bei konstantem Druck[2]:

𝐶

𝑝

=

𝑄

𝑝

𝑛·∆𝑇

(Gl. 9) n = Stoffmenge in mol

Bei konstantem Volumen gilt:

𝐶

𝑉

=

𝑄

𝑉

𝑛·∆𝑇

(Gl. 10)[2]

Um den Zusammenhang der Wärmekapazität und Enthalpie bei konstantem Druck (isobar) zu erläutern gilt[2]:

7

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 𝑑𝐻 = 𝑑𝑈 + 𝑝𝑑𝑉 =

( ) ∂𝐻 ∂𝑝

𝑑𝑝 +

𝑇

( ) ∂𝐻 ∂𝑇

𝑝

𝑑𝑇 (Gl. 11)[2]

Setzt man nun:

𝑑𝑈 = δ𝑄 − 𝑝𝑑𝑉 (Gl. 12)[2]

in die vorangegangene Gleichung einsetzen und (arbeitet bei konstantem Druck) anschließend kürzen, so ergibt sich:

δ𝑄

𝑝

𝑑𝑇

=

( ) ∂𝐻 ∂𝑇

𝑝

(Gl. 13)[2] und da

( ) ∂𝐻 ∂𝑇

𝑝

= 𝐶

𝑝

(Gl.14)[2] gilt:

δ𝑄 𝑑𝑇

𝑝

=

( ) ∂𝐻 ∂𝑇

𝑝

= 𝐶

𝑝

(Gl. 15)[2]

Ist die Wärmekapazität des Kalorimeters (𝐶 ) bekannt, so kann man die 𝐾

Reaktionswärme durch die Temperaturänderung messen. Salzes

wird

die

Lösungswärme

(∆𝐻𝐿)

frei.

Die

Beim Lösen eines dabei

entstandene

Temperaturerhöhung lässt sich durch folgende Gleichung berechnen:

∆𝑇 =

− ∆𝐻

𝐿

𝐶

𝐾

8

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 (Gl. 16)[2] ∆𝑇= Temperaturdifferenz ∆𝐻𝐿= Lösungswärme 𝐶𝐾= Wärmekapazität des Kalorimeters

2.2.4

Lösungsvorgang

Um ein Kristallgitter aufzulösen muss die Gitterenergie zwischen Anionen und Kationen überwunden werden. Nutzt man Wasser als Lösemittel, so wechselwirkt dieses mit den Ionen des Gitters. Wasser besitzt eine hohe Dielektrizitätskonstante, wodurch die Coulomb-Anziehung zwischen Kation und Anionen unter Aufwendung von Energie abgeschwächt werden. Wasser bildet als Dipol Wechselwirkungen mit den Ionen aus, wodurch eine Hydrathülle entsteht (liegt kein Wasser vor, so spricht man von einer Solvathülle). Diese wird, aus Sicht des Umgebung des Systems, mit einem Energiegewinn gebildet. Allerdings müssen bei diesem Vorgang auch die Wasserstoffbrückenbindungen des Wassers überwunden werden. Dafür muss die Hydratationsenergie aufgebracht werden (bzw. Solvatationsenergie, bei p=konstant gilt -enthalpie). Betrachtet man die Summe der der aufgewendeten Energien, so ergibt sich die molare Lösungswärme.

Abb. 4 Lösevorgang am Kristallgitter (Chemdraw)

9

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 Die Partialladung am Sauerstoff des Wassers ist negativ, die des Wasserstoffs positiv. Diese orientieren sich an den Partialladungen der Gitteroberfläche. Grundsätzlich gilt, dass je kleiner das Ion und je größer dessen Ladung, desto größer fällt die Gitterenergie aus.[2]

2.2.5

Integrale und differentielle Lösungswärme

Bei einem Lösevorgang ist nicht nur die Menge des zu lösenden Stoffes, sondern auch die Menge an Lösemittel relevant. Liegt zu wenig Lösemittel vor, kann dieses gesättigt werden. Dies wird mit der Verwendung der integralen Lösungswärme bzw der integralen, molaren Lösungsenthalpie ∆𝐻

𝑖

, bewerkstelligt. Die Gleichung

𝑚𝐿

dazu lautet: [2]

∆𝐻𝐿 =

−

𝐶 ·∆𝑇 𝐾

𝑛

=−

𝑀 · 𝐶 ·∆𝑇 𝐾

𝑚

(Gl. 17)[2] m = Masse M = Molare Masse

3

Geräte

10

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1

Abb.5 Foto eines Dewar-Gefäßes „Corona-Zusatzdokument“ [1]

Es wird ein Kalorimeter bestehend aus einem Dewar-Gefäß verwendet. Zusätzlich wird ein Thermometer, Rührgerät und ein Trichter benötigt (vgl. Vorprotokoll).[1]

4

4.1

Versuchsdurchführung

Bestimmung der Wärmekapazität des Kalorimeters

Zu Beginn wird die Wärmekapazität des Dewar-Gefäßes (der Wasserwert) ermittelt, indem 12,5 g Kaliumchlorid in 800 g vollentsalztes Wasser gelöst wird. Das Gefäß wird zuerst mit dem Wasser befüllt und für einen Temperaturausgleich wird das Gefäß 10 Minuten lang stehen gelassen. Dann wird das Wasser umgerührt, wobei alle 30 Sekunden die Temperatur zu messen ist. Anschließend wird das Kaliumchlorid mit dem Pulvertrichter dazugegeben und das Gefäß mit dem Stopfen verschlossen. Es wird weiter gerührt und alle zehn Sekunden die Temperatur gemessen, bis diese einen konstanten Wert annimmt. Nach fünf Minuten reicht eine Messung alle 30 Sekunden. Salz, welches nicht in das Gefäß gegeben wurde, muss am Ende gegen gewogen werden. [1][2]

4.2

Bestimmung der Lösungswärme zweier Salze

11

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1

Schritt 4.1 ist mit den folgenden Salzen zu wiederholen:

Einmal mit je 12,5 g wasserfreiem Calciumchlorid (𝐶𝑎𝐶𝑙 Calciumchlorid (𝐶𝑎𝐶𝑙

5

5.1

2

2

) und wasserhaltigem

· 6𝐻 2𝑂).[1]

Auswertung

Auswertung 1.

Tragen Sie Ihre Messwerte in die vorbereiteten Tabellen ein!

Tabelle 1: Messwerte der Lösungsvorgänge von Kaliumchlorid, Calciumchlorid und Calciumchlorid Hexahydrat: 𝐾𝐶𝑙

Zeit t in [s]

𝐶𝑎𝐶𝑙

𝐶𝑎𝐶𝑙 · 6 𝐻 𝑂

m = 12,499 g

m = 12,498 g

2

m = 12,499 g

Temperatur in

Zeit t in [s]

[°C]

2

Temperatur in

Zeit t in [s]

[°C]

2

Temperatur in [°C]

0

24,00

0

24,25

0

24,50

30

24,00

30

24,25

30

24,50

12

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 60

24,00

60

24,25

60

24,50

90

24,00

90

24,25

90

24,50

120

24,05

120

24,25

120

24,50

150

24,05

150

24,25

150

24,50

180

24,05

180

24,25

180

24,50

210

24,10

210

24,25

210

24,50

240

24,10

240

24,25

240

24,50

270

24,10

270

24,25

270

24,50

300

24,10

300

24,25

300

24,50

310

23,80

310

24,40

310

24,50

320

23,70

320

24,55

320

24,40

330

23,65

330

24,65

330

24,35

340

23,60

340

24,80

340

24,35

350

23,60

350

24,95

350

24,30

360

23,55

360

25,00

360

24,30

370

23,55

370

25,00

370

24,30

380

23,50

380

25,10

380

24,30

390

23,45

390

25,15

390

-

400

23,45

400

25,20

400

-

410

23,40

410

25,25

410

-

420

23,40

420

25,25

420

24,25

430

23,40

430

25,30

430

-

440

23,40

440

25,35

440

-

450

23,40

450

25,35

450

24,25

460

-

460

25,35

460

-

13

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 470

-

470

25,35

470

-

480

23,35

480

-

480

24,25

490

-

490

-

490

-

500

-

500

25,40

500

-

510

23,30

510

-

510

24,25

520

-

520

-

520

-

530

-

530

25,45

530

-

540

23,30

540

-

540

24,25

550

-

550

-

550

-

560

-

560

25,50

560

-

570

23,30

570

-

570

24,25

580

-

580

-

580

-

590

-

590

25,50

590

-

600

23,25

600

-

600

24,25

620

-

620

25,55

620

-

630

23,25

630

-

630

-

650

-

650

25,55

650

-

660

23,25

660

-

660

-

680

-

680

25,55

680

-

690

23,25

690

-

690

-

710

-

710

25,60

710

-

720

23,25

720

-

720

-

740

-

740

25,60

740

-

770

-

770

25,60

770

-

800

-

800

25,60

800

-

14

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 830

5.2

-

830

25,60

830

-

Auswertung 2.

Zeichnen Sie mit Hilfe des Programms „Origin“ (oder Excel oder ein anderes, Ihnen verfügbares Programm) die Temperatur-Zeit-Diagramme aller drei Teilversuche und bestimmen Sie die jeweiligen Temperaturdifferenzen! Legen Sie dazu Tangenten an die Kurvenbereiche, die durch den Temperaturausgleich des Wassers mit dem Dewar-Gefäß zustande kommen (→ speziell für das SoSem 2020: Siehe dazu eine gesonderte Anleitung bei Verwendung von Excel aus Ilias). Zeichnen Sie eine Senkrechte zur Zeitachse so ein, dass die Flächen zwischen Tangenten und Messkurve beiderseits der Senkrechten gleich groß sind. Die Länge der Senkrechten zwischen ihren Schnittpunkten mit den Tangenten ergibt die gesuchte Temperaturdifferenz.

(Ein

analoges

Vorgehen

ist

beim

Versuch

„Verbrennungswärme“ erforderlich; siehe schematisches Diagramm in der dortigen Versuchsanleitung)

15

HP Lösungswärme, Abgabedatum 24.07.2017. Versuchs Datum: 19.06.2017, Abgabe 1 (I) Kaliumchlori...