V5

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    18-Oct-2015

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  • Physikalisch Chemisches Praktikum Protokoll V5b Lösungskalorimetrie Universität Leipzig Fakultät für Chemie und Mineralogie Wilhelm-Ostwald-Institut für Physikalische und Theoretische Chemie Praktikum PC I Praktikannten: Alexander Hennig Alexander Gnauck Tag des Versuches: 16.10.2008 Tag der Abgabe: 30.10.2008
  • Einleitung: Der Messaufbau bestand aus einem anisothermen Kalorimeter, welches durch eine Widerstandsdraht beheizt werden konnte und einem Thermometer um die Temperatur abzulesen. Um mit dem Kalorimeter messen zu könne muss erst die Kalorimeterkonstante bestimmt werden. Dafür wurde dem Wasser eine bestimmte Energiemenge zugeführt und die Temperaturänderung gemessen. Nach dem Kalibrieren soll die integrale/molare Lösungsenthalpie eines Salzes bestimmt werden. Dies erfolgt durch viermaliges messen der Temperaturänderung nach Salzzugabe und Berechnung der Werte. Außerdem soll alles in Graphen dargestellt werden. Theorie: Bei der Kalorimetrie handelt es sich um ein Messverfahren zur Bestimmung der Wärmemenge die bei einen Prozess abgegeben oder aufgenommen wird. Dabei unterscheidet man zwischen direkter und indirekter Kalorimetrie. Bei der direkten Kalorimetrie wird die Wärmemenge direkt mit einem Kalorimeter gemessen. Bei der indirekten Kalorimetrie wird die Wärmemenge über den verbrauchten Sauerstoff berechnet. Das hierfür benötigte Messgerät wird Kalorimeter genannt und ist in verschiedenen Ausführungen erhältlich. Die Einteilung von Kalorimetern kann nach der Betriebsart erfolgen. Das von uns im Versuch benutzte Kalorimeter war ein anisothermes Kalorimeter, d.h. das Kalorimeter ist für einen minimalen Energieaustausch mit der Umgebung ausgelegt. Der Energieaustausch erfolgte mit Wasser, welches sich im Kalorimter befindet. Bei der Lösungskalorimetrie wird die Wärmemenge bestimmt, welche zur Lösung eines Stoffes aufgebracht werden muss oder gewonnen wird. Der Lösungsvorgang setzt sich aus zwei Schritten zusammen, zuerst muss das Ion aus dem Kristallgitter gelöst werden, was Energie verbraucht und anschließend wird es von einer Solvathülle umgeben, was Energie freisetzt. Diese Energie kann nun durch Temperaturänderungen im Kalorimeter gemessen und berechnet werden. Durchführung: Die Apparatur besteht aus einem Dewar, welches auf einem Magnetrührer steht. In dem Dewar berfindet sich eine Heizwendel und der Sensor eines Digitalthermometers. Die Heizwendel wird mit einem Labornetzgerät betrieben und die abgegebene Leistung über ein Leistungsmessgerät gemessen. „Zu Beginn der Messung wird der Rührer eingeschaltet und die Absoluttemperatur des Wassers notiert. Während der Messungen werden nur die Temperaturänderungen T aufgeschrieben, da die Anzeige der Temperaturänderung genauer erfolgt als für die Absoluttemperatur. Es wird 8 min aller 30 s die Vorperiode aufgezeichnet. Während der Heizperiode (Hauptperiode) wird die Temperatur alle 10 s aufgezeichnet. Zum Heizen wird das Stromversorgungsgerät eingeschaltet. Zeigt der Arbeitsmesser ca. 2500 Ws an, wird das Stromversorgungsgerät ausgeschaltet. Nun wird die Nachperiode aufgenommen. Dazu wird ca. 8 min die Temperaturänderung alle 30 s aufgezeichnet. Die Eichmessung wird dreimal durchgeführt. Im Anschluss an die letzte Eichmessung erfolgt die erste Salzzugabe. In dieser Zeit wird die Temperatur alle 10 s aufgeschrieben. Ändert sich die Temperatur bei drei aufeinanderfolgenden Werten nicht mehr, so wird die Nachperiode über 8 min alle 30 s notiert. Dieser Vorgang wird für die drei weiteren Salzzugaben wiederholt.“1 1 PCI Praktikumsskript Kalorimetrie; http://www.uni-leipzig.de/~chemdoc/institute/pci/praktika/pc_1/versuch5.pdf; 24.10.2008
  • 1. Kalibrierung 2. Kalibrierung 3. Kalibrierung 4. Salzzugabe 5. Salzzugabe 6. Salzzugabe 7. Salzzugabe Zeit Temperaturänderung t/s ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K 30 0 2.1 3.95 6.15 7.45 8.75 9.85 60 0 2.07 4 6.15 7.44 8.65 9.8 90 0 2.07 4 6.1 7.38 8.6 9.8 120 0 2.07 4.04 6 7.33 8.6 9.75 150 0.01 2 3.95 6.1 7.3 8.6 9.72 180 0.01 2.1 3.9 6.1 7.28 8.6 9.7 210 0.01 2.1 3.9 6 7.26 8.55 9.65 240 0.02 2.1 3.9 6 7.3 8.45 9.6 270 0.02 2.1 3.9 6 7.3 8.45 9.55 300 0 2.1 3.9 5.9 7.25 8.45 9.54 330 0 2 3.9 5.9 7.2 8.4 9.5 360 0.02 2 3.9 5.9 7.2 8.4 9.5 390 0.01 2.1 3.9 5.9 7.15 8.4 9.45 420 0.01 2.07 3.85 5.9 7.15 8.35 9.45 450 0.02 2.08 3.85 5.9 7.05 8.3 9.44 480 0.01 2.07 3.8 5.85 7.05 8.27 9.44 490 0 2.2 4.28 7.4 8.83 8.24 11 500 0.2 2.43 4.5 7.44 8.84 9.97 11 510 0.55 2.8 4.9 7.47 8.86 9.97 11 520 0.9 3.1 5.4 7.47 8.81 9.96 11 530 1.27 3.3 5.6 7.44 8.83 9.94 11 540 1.61 3.75 6.2 7.44 8.82 9.94 11 550 1.65 4 6.2 7.44 8.8 9.9 11 580 2.1 3.95 6.15 7.45 8.75 9.85 10.9 610 2.07 4 6.15 7.44 8.65 9.8 10.9 640 2.07 4 6.1 7.38 8.6 9.8 10.8 670 2.07 4.04 6 7.33 8.6 9.75 10.8 700 2 3.95 6.1 7.3 8.6 9.72 10.8 730 2.1 3.9 6.1 7.28 8.6 9.7 10.7 760 2.1 3.9 6 7.26 8.55 9.65 10.7 790 2.1 3.9 6 7.3 8.45 9.6 10.6 820 2.1 3.9 6 7.3 8.45 9.55 10.6 850 2.1 3.9 5.9 7.25 8.45 9.54 10.5 880 2 3.9 5.9 7.2 8.4 9.5 10.5 910 2 3.9 5.9 7.2 8.4 9.5 10.5 940 2.1 3.9 5.9 7.15 8.4 9.45 10.4 970 2.07 3.85 5.9 7.15 8.35 9.45 10.4 1000 2.08 3.85 5.9 7.05 8.3 9.44 10.4 1030 2.07 3.8 5.85 7.05 8.3 9.44 10.4 Tabelle 1: Messwerte der Kalorimetrie
  • Volumen des Wassers: 300ml Anfangstemperatur: 18,7°C Arbeit während der Heizperioden:1. 2539W/s 2. 2832W/s 3. 2594W/s Größe der Salzportionen(MgCl2): 1. 4,0155 g 2. 4,0841 g 3. 4,1068 g 4. 3,9704 g Abb. 1:Graphen der Temperaturverläufe während der Kalorimetrie Auswertung: Es kam zu folgenden Temperaturänderung: 1. Kalibrierung 2. Kalibrierung 3. Kalibrierung 4. Salzzugabe 5. Salzzugabe 6. Salzzugabe 7. Salzzugabe Temperaturänderung ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K ΔT/K 2.1 1,8 2,4 1,59 1,81 1,73 1,56 Tabelle 2:Zeitliche Änderung der Kalorimeter temperatur während der Hauptperiode Die Kalorimeterkonstante ergibt sich durch folgende Gleichung: C Kal = W T Eichung 
  • Nach den Messwerten ergibt sich: C Kal1 = 2539Ws 2.07K = 1220 J /K C Kal2 = 2832Ws 1.93K = 1460 J /K C Kal3 = 2594Ws 2.4K = 1080 J /K ∅C Kal = 1250 J /K Für die integrale Lösungsenthalpie lassen sich folgende Werte berechnen: Abb. 2: integrale Lösungsenthalpie Für die intermediären Lösungswärmen haben sich folgende Werte ergeben: LHA=LHBniedrige Konzentration−LH Bhöhere Konzentration LH A1=−2.8kJ /mol LHA2=−0.059kJ /mol LHA3=0.8kJ /ml Die Standardabweichung der Kalorimeterkonstante beträgt: 192 J/K Der mittlere Fehler beträgt: 0.136J/K Die maximale Messunsicherheit lässt sich nach folgender Formel berechnen: umax LH B= T Messung T Eichung∗ nB ∗u W  W∗T Messung  nB ∗u T Eichung  W T Eichung∗ nB ∗u T Messung W∗T Messung  T Eichung ∗u nB umaxLH B=11,22kJ /mol Dabei sind folgende Messunsicherheiten angenommen worden: u W =±1W u T Eichung=±0.1K u TMessung =±0.1K u nB=±0,0001 g Zusammenfassend zur durchgeführten Messung sind Folgende Ergebnisse zu Verzeichnen: Die Kalorimeterkonstante beträgt 1,250 ± 0,192 kJ Im Anschluss daran haben wir die integrale Lösungsenthalpie bestimmt. Diese nähert sich steigender bei Konzentration 50,4 ± 11.22 kJ. Dabei ist zu erwähnen das die letzte Messung LHB = CKal∗ TMessung nB LHB1 = 47.521kJ /mol LHB2 = 50.33kJ /mol LHB3 = 50.389kJ /mol LHB4 = 49.974kJ /mol 1 2 3 4 47 48 49 50 51 i n t e g r a l e L ÷ s u n g s e n t h a l p i e Messung Nr integrale L÷sungsenthalpie
  • nicht den Erwartungen entspricht. Die Werte müssten mit steigender Konzentration gegen einen Grenzwert laufen, was sie in unseren Diagramm aber nicht machen. Deshalb handelt es sich hier wohl um einen Ausreiser. Aus der integralen Lösungsenthalpie wurde die intermediäre Lösungswärme bestimmt. Da allerdings schon für die integrale Lösungsenthalpie fehlerhafte Werte vermutet wurden, ist zu erwarten das auch diese Werte nicht der realität entsprechen. Normalerweiße müsste sich eine Kurve ergeben die gegen einen Grenzwert fällt. Die errechneten Punkte könnten gegen einen Grenzwert laufen, allerdings gehen sie nicht gegen einen unteren sondern gegen einen oberen Grenzwert.

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