Lösungsenthalpie < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
|
| Status: |
(Frage) beantwortet  | | Datum: | 11:32 Mo 14.03.2005 | | Autor: | kise |
Hallo,
Ich habe ein riesiges Problem. Ich schriebe grade meine Facharbeit zum Thema Eigenschaften von Salze und habe dazu einige Verushce gemacht. Unter anderem wollte ich damit auf die Enthalpie schließen. Problem an der Sache ist nur das bei den Fomel die allgemien für die Enthalpie verwendbar sind zu viele unbekannt drin stecken!
Als Beispielversuch ahbe ich Calciumchloridhexahydrat n=0,1mol in 40ml Wasser gelöscht und die Temperaturänderung pro Zeit gemessen. Will ich jetzt die anweden dH=U+p*V fehlen mir p und V und meine Temperaturmessungen wären unnütz gewesen! Eine weitere Gleichung die ich gefunde habe ist dH=(-Cw * dT)/n aber dabei fehlt die Angabe um welchen Stoff es sich handelt und der Verlust am Kalorimeter!
Wie lautet die Gleichnung die alle Faktoren berücksichtigt??
Ich hoffe ihr könnt mi helfen!
Kise
Ich habe diese Frage in keinem Forum auf anderen Internetseiten gestellt.
|
|
| |
|
Hi, kise,
> Hallo,
> Ich habe ein riesiges Problem. Ich schriebe grade meine
> Facharbeit zum Thema Eigenschaften von Salze und habe dazu
> einige Verushce gemacht. Unter anderem wollte ich damit auf
> die Enthalpie schließen. Problem an der Sache ist nur das
> bei den Fomel die allgemien für die Enthalpie verwendbar
> sind zu viele unbekannt drin stecken!
> Als Beispielversuch ahbe ich Calciumchloridhexahydrat
> n=0,1mol in 40ml Wasser gelöscht und die Temperaturänderung
> pro Zeit gemessen.
Warum denn "pro Zeit". Du musst lediglich die gesamte Temperaturdifferenz herausfinden. Die Zeit geht in die Formel nicht ein!
> Will ich jetzt die anweden dH=U+p*V
> fehlen mir p und V und meine Temperaturmessungen wären
> unnütz gewesen! Eine weitere Gleichung die ich gefunde habe
> ist dH=(-Cw * dT)/n aber dabei fehlt die Angabe um welchen
> Stoff es sich handelt
Wieso? Ich denke, Du weißt, welche Salze Du verwendest?!
> und der Verlust am Kalorimeter!
So genau musst Du's wohl nicht nehmen!
Da erscheint mir die Meßgenauigkeit schon eher als Problem!
Die Formel [mm] \Delta [/mm] H = [mm] -c*m*\Delta [/mm] T ist schon die richtige: Du rechnest halt dann auf 1 mol Substanz hoch (in Deinem Beispiel also "mal 10").
c = spezifische Wärmekapazität des Wassers, also 4,19 [mm] \bruch{kJ}{K*kg}
[/mm]
m = Masse (Wasser + eingewogene Salzmenge) in kg
[mm] \Delta [/mm] T = gemessene Temperaturdifferenz in K.
Ich will mal versuchen, Dein Beispiel so halbwegs durchzurechnen:
Du hattest 0,1 mol Salz, das sind ca. 22g (ziemlich viel übrigens! Normalerweise reichen 2 - 5g), 40g Wasser; daher: m=62g =0,062kg.
[mm] \DeltaT [/mm] kenn ich nicht, aber ich nehm' halt mal der Einfachheit halber 10° =10K (wahrscheinlich war's aber mehr?!)
Also: [mm] \Delta [/mm] H = -4,19*0,062*10 kJ = -2,60 kJ.
Pro mol wären's dann also: -26 kJ/mol. (Bissl wenig zwar, aber das liegt wohl an den von mir angenommenen 10°)
> Wie lautet die Gleichung die alle Faktoren
> berücksichtigt??
Die gibt's wohl nicht bzw. die kenn' ich nicht!
|
|
|
| |
|
| Status: |
(Frage) beantwortet | | Datum: | 19:58 Mo 14.03.2005 | | Autor: | kise |
Vielen Dank, zwerglein!
Komme erst jetzt zum Antworten, habe aber noch eine Frage! Ich habe im Zusammenhang mit Lösungsenthalpie noch etwas von Gitterenthalpie gelesen, die wohl aufgewendet werden muss damit sich das salz überhaupt löst. Gibts dazu evtl. auch noch eine Gleichung oder hast du eine Erklärung??
danke im vorraus
|
|
|
| |
|
Hi, kise,
Gitterenergie und Hydrationsenergie (das ist die Energie, die frei wird, wenn sich Ionen mit einer Wasserhülle "umgeben") entscheiden
a) ob ein Salz sich überhaupt löst oder ob es schwer- bis unlöslich ist, und
b) wenn es sich löst, ob es das exotherm (die Lösung erwärmt sich) oder endotherm (die Lösung kühlt ab) tut.
Ist z.B. die Gitterenergie sehr viel größer als die Hydrationsenergie, wird das Salz sich nicht lösen (Bsp: AgCl);
ist sie nur etwas größer, löst sich das Salz endotherm (Bsp. KSCN),
ist sie gar kleiner als die Hydrationsenergie, löst sich das Salz exotherm (Bsp: NaOH).
Über die Vorzeichen der Reaktionsenthalpie weißt Du ja Bescheid?!
(zur Sicherheit: exotherm: Minus; endotherm: Plus).
Zahlenwerte zur Gitterenergie bzw. Hydrationsenergie hab' ich allerdings grad nicht zur Hand!
|
|
|
| |
|
| Status: |
(Frage) beantwortet | | Datum: | 15:00 Di 15.03.2005 | | Autor: | kise |
Wo besteht den jetzt der zusammenhang zwischen Gitter-,Hydratations-und Lösungsenthalpie?? Wenn ich für Kaliumchlorid das ganze errechen also dT=-6,1° n=0,1mol m=7,46g erhalte ich nach der Gleichung dH=(Cw*mH2O*dT)/n -10,2236kJ und wenn ich die Giiter und Hydratationsenergie von einander abziehe erhalte ich 5kJ????
Ich steh im moment nen bissl aufm Schlauch!
danke im vorraus
|
|
|
| |
|
Hi, kise,
Nachgefragt, weil: Ich bewege mich auf diesem Gebiet auch auf "dünnem Eis"!
Welche Hydrationsenergie beträgt denn 5 kJ?
Ist das bereits die Summe der Hydrationsenergien aller Ionen in 0,1 mol KCl?
Und: Wo sind die Werte der Gitterenergie bzw. Hydrationsenergie her?
Welche "Quelle" verwendest Du hier?
|
|
|
| |
|
| Status: |
(Antwort) fertig  | | Datum: | 17:14 Di 15.03.2005 | | Autor: | kise |
also,
ich beziehe meine informationen aus "Das große Tafelwerk SekI+II Neubearbeitung" vom Volk und Wissen verlag. angegeben ist als Tabellenwert:
Gitterenthalpie KCl -710
Hydratationsenthalpie K+ =-325 Cl- = -380
und als Gleichung:dH=dHh-dHg
macht inder summe dann -5kJ.
Ich hab schon lange kein eis mehr unter den füßen! Schlimmer kanns nich werden! nochmals danke!!
|
|
|
| |
|
| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 17:52 Di 15.03.2005 | | Autor: | Zwerglein |
Hi, kise,
vielleicht (hoffentlich!) hilft Dir diese Seite weiter:
http://dante.phys.chemie.tu-muenchen.de/praktikum/pc0/PC0Skript.pdf
Viel Glück!
|
|
|
| |
|
Hi, kise,
hat Dir der Link (siehe unten!) nicht geholfen?
|
|
|
|
