Ziel des Versuchs: Bei diesem Versuch können die SuS die Lösungswärmer verschiedener Salze bestimmen.
| Thema: Endotherm und Exotherm | Tags: Endotherm Exotherm , Salze, Lösungsenthalpie | Klassenstufen: 7-8 | Versuchsart: SV |
Materialien
Reagenzgläser, Thermometer
Chemikalien
Kaliumchlorid, Kaliumcarbonat, Ammoniumchlorid, Natriumchlorid, Natriumcarbonat, destilliertes Wasser
| Gefahrstoff | H-Sätze | P-Sätze | GHS |
|---|---|---|---|
| Kaliumchlorid | -- | -- | |
| Kaliumcarbonat | H302-H315-H319-H335 | P261-P305+P351+P338 |  |
| Ammoniumchlorid | H302-H319 | -- | |
| Natriumchlorid | -- | -- | |
| Natriumcarbonat wasserfrei | H319 | -- | |
Durchführung
Jeweils eine Spatelspitze der verschiedenen Salze wird in ein Reagenzglas mit 2 mL Wasser gefüllt und die Temperaturänderung gemessen.
Beobachtung
Das Wasser hat vor der Salzzugabe eine Temperatur von 21,6 °C. Es sind folgende Temperaturen nach dem Lösevorgang festzustellen:
| Kaliumchlorid | Kaliumcarbonat | Ammoniumchlorid | Natriumchlorid | Natriumcarbonat |
|---|---|---|---|---|
| 9,5 °C | 15,4 °C | 17,0 °C | 20,0 °C | 32,0°C |
Deutung
Bei dem Lösen der Salze in Wasser muss die Gitterenergie aufgebracht werden, um das Ionengitter zu zerstören. Diese Energie wird aus der Umgebung aufgenommen. Beim Ummanteln der einzelnen Teilchen mit Wasser wird die Hydratationsenergie frei. Die Lösungsenthalpie setzt sich aus der Gitterenergie und der Hydratationsenergie zusammen: Ist die Gitterenergie größer als die Hydratationsenergie, so ist der Gesamtprozess endotherm – die Umgebungstemperatur sinkt entsprechend unter die Ausgangstemperatur des Wassers. Ist die Gitterenergie hingegen kleiner als die Hydratationsenergie, so ist der Gesamtprozess exotherm – die Umgebungstemperatur steigt über die Ausgangstemperatur des Wassers.
Entsorgung
Die Reste sind über den Abfluss zu entsorgen.
Anmerkungen & Unterrichtsanschlüsse: Der Versuch kann genutzt werden, um endotherme und exotherme Reaktionen im Zuge des Lösens von Salzen einzuführen. Hierzu können verschiedene Salze gewählt und in Wasser gelöst werden.
Literatur
H. Schmidtkunz, W. Rentzsch, Chemische Freihandversuche, kleine Versuche mit großer Wirkung, Band 1, Aulis Verlag (2011), S. 94
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