Experimente zu Enthalpie und Entropie - Stromberg

Chemie-Praktikum
Versuch 12/7
Datum:
Experimente zu Enthalpie und Entropie
Protokoll:
Mitarbeiter:
Grundlagen:
In welche Richtung chemische Experimente ablaufen, entscheiden zwei
Prinzipien:
Prinzip vom Energieminimum; Prinzip vom Entropiemaximum.
Die beiden Prinzipien können einander gleich- oder entgegengesetzt gerichtet
sein.
Sie sind verknüpft durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung: G = H – T . S
Eine Reaktion kann dann ablaufen, wenn G < 0, d. h. wenn sie exergonisch ist.
Aufgaben:
Prüfe die Temperaturänderung
a) Beim Auflösen von Kaliumnitrat in Wasser
b) Beim Umsetzen von Kaliumhydrogencarbonat mit Salzsäure
c) Bei der Reaktion von kristallwasserhaltigem Bariumhydroxid mit
Ammoniumthiocyanat (NH4SCN)
d) Beim Verdunsten von Diethylether (feuergefährlich!)
e) Beim Auflösen von kristallwasserfreiem Kupfersulfat in Wasser
f) Beim Auflösen von kristallwasserhaltigem Kupfersulfat in Wasser
g) Bei der Reaktion von Natriumhydrogencarbonat mit Zitronensäure
Geräte:
Thermometer (Messbereich von etwa -20C bis etwa + 50°C, Reagenzgläser mit
Ständer, ein 250ml-Becherglas, ein 250ml-Erlenmeyerkolben, Spatel, Pipette,
Watte.
Chemikalien:
Kaliumnitrat, Kaliumhydrogencarbonat, Salzsäure, Natriumhydrogencarbonat,
Citronensäure, kristallwasserhaltiges Bariumhydroxid, Ammoniumthiocyanat,
Kupfersulfat wasserfrei, kristallwasserhaltiges Kupfersulfat, Diethyether
(Vorsicht, keine offenen Flammen!) dest. Wasser.
Durchführung:
Vor Beginn des jeweiligen Versuchs wird die Temperatur jedes Ausgangsstoffs
gemessen und dann der Temperaturverlauf während der Reaktion verfolgt.
a) Kaliumnitrat in Wasser
In ein Reagenzglas füllt man zwei Daumenbreiten dest. Wasser und gibt
spatelweise Kaliumnitrat zu, bis sich nichts mehr löst.
b) Kaliumhydrogencarbonat mit Salzsäure
In ein Becherglas (250 ml) gibt man eine Daumenbreite verd. Salzsäure vor und
fügt spatelweise Kaliumhydrogencarbonat zu. Welche Beobachtung kann man
machen?
c) Bariumhydroxid mit Ammoniumthiocyanat
In einem Erlenmeyerkolben (250 ml) je 4 Spatel Bariumhydroxid-Oktahydrat und
Ammoniumthiocyanat zusammengeben und kräftig schütteln.
Temperaturänderung, Änderung des Aggregatzustands und Gasentwicklung
feststellen.
d) Gib etwas Diethylether auf einen Wattebausch und lege ihn um die
Thermometerkuppe (Abzug!). Beachte die Temperaturänderung. Achte beim
Umgang mit Ether darauf, dass keine offenen Flammen in der Nähe sind!
e) Mit wasserfreiern Kupfersulfat verfährt man wie bei a)
f) Auch beim Lösen des Kupfersulfat-Pentahydrats geht man wie bei a) vor, muss
aber vorher sicherstellen, dass die beiden Ausgangsstoffe die genau gleiche
Temperatur haben.
g) Im 100ml-Erlenrneyerkolben aus 2 Spateln Zitronensäure und ca. 30 ml Wasser
eine Lösung herstellen. Spatelweise Natriumhydrogencarbonat zugeben.
Auswertung:
Zu jedem Versuch:
1) Temperaturangaben
2) Genaue Versuchsbeobachtungen
3) Vermutung für jeden Versuch, warum die Reaktion in dieser Richtung verläuft
4) Bei chemischen Reaktionen: Reaktionsgleichung aufstellen
Zusatzfragen:
5) Berechne für den Versuch d) den Wert von G
KNO3
K+
NO3-aq
Hf = -493 KJ /mol
Hf = -251,2 KJ /mol
Hf = -207 KJ /mol
S = 133 J/K.mol
S = 104 J/K.mol
S = 146 J/K.mol
6) Ein Vergleich der Standardentropien einiger salzartiger Stoffe mit denen ihrer
hydratisierten Ionen ergibt, dass in vielen Fällen die Reaktionsentropie positiv ist,
in anderen Fällen aber auch negativ.
Woran könnte das liegen?
Falls noch Zeit sein sollte, kann noch folgender Versuch durchgeführt werden:
Ein Gummiband wird mit einem leichten Gewichtsstück versehen und am Stativ
aufgehängt. Erwärme mit einem Fön. Beobachtung ? Erklärung?