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Allgemeine Chemie Fragen zur Chemie, die ihr nicht in eines der Fachforen einordnen könnt, gehören hierher.

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Alt 15.10.2010, 20:16   #1   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Hallo ,

wir haben vor kurzem ein Praktikum zur Bestimmung einer Neutralisationsenthalpie gemacht. Und zwar haben wir Salzsäure mit Natronlauge neutralisiert. Wir sollen den durch den Versuch bestimmten Wert dann mit dem vergleichen, den man durch Rechnung ermitteln kann. Und zwar sollen wir die Neutralisationsenthalpie für die Bildung von 1mol Wasser berechnen. Ich weiß nun aber nicht, welche der folgenden Reaktionsgleichungen ich verwenden "muss":
{NaOH(aq)+HCl(aq) \rightarrow NaCl(aq)+H_2O(l)}
oder
{OH^-(aq)+H_3O^+(aq) \rightarrow 2H_2O(l)}
oder
{OH^-(aq)+H^+(aq) \rightarrow H_2O(l)}

Könnt ihr mir weiterhelfen?

Gruß Shipwater
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Alt 15.10.2010, 20:28   #2   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Vielen Dank für ihre schnelle Antwort. Sollte mir die Standardbildungsenthalpie von {OH^-(aq)} bekannt sein? Oder muss man diese nachschlagen?

Gruß Shipwater
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Alt 15.10.2010, 20:49   #3   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Ok in meinem Chemie-Buch steht {\Delta_fH_m^0(OH^-(aq))=-230\frac{kJ}{mol}}

{OH^-(aq)+H_3O^+(aq) \rightarrow 2H_2O(l)}
Hier kriege ich die Neutralisationsenthalpie {\Delta_rH^0=-1mol\cdot (-230\frac{kJ}{mol})-1mol \cdot (-286\frac{kJ}{mol})+2mol \cdot (-286 \frac{kJ}{mol})=-56 \frac{kJ}{mol}}

{OH^-(aq)+H^+(aq) \rightarrow H_2O(l)}
Hier kriege ich {\Delta_rH^0=-1mol \cdot (-230\frac{kJ}{mol})+1mol \cdot (-286\frac{kJ}{mol})=-56 \frac{kJ}{mol}}

Ist das so richtig? Und welche dieser Reaktionsgleichungen sollte ich ihrer Meinung nach lieber nehmen oder spielt das überhaupt keine Rolle?

Edit: Wir sollen ja die Neutralisationsenthalpie für die Bildung von 1mol Wasser berechnen, also würden im ersten Fall doch nur {\Delta_rH^0=-\frac{56}{2}\frac{kJ}{mol}} rauskommen, oder?

Gruß Shipwater
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Alt 15.10.2010, 21:21   #4   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
In Ihren Formel haben Sie die Einheit mol auch bei den stöchiometrischen Koeffizienten. Da gehört aber keine Einheit hin. Auch wenn man das beim "Übersetzen" einer Reaktionsgleichung manchmal so "sagt".
Ich habe leider nicht verstanden, was Sie damit meinen. Mir ist nur gerade aufgefallen, dass es natürlich {\Delta_rH^0=-56kJ} heißen muss anstatt {\Delta_rH^0=-56\frac{kJ}{mol}}. Meinten Sie das?

Gruß Shipwater
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Alt 15.10.2010, 22:05   #5   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Wir haben bisher immer so gerechnet, dass die Reaktionsenthalpie am Ende nur in kJ da steht. Also so wie ich es oben gerechnet habe hat es uns unser Lehrer beigebracht.

Im Praktikum sollten wir 50ml Natronlauge {[c(NaOH)=1\frac{mol}{l}]} mit 50ml Salzsäure {[c(HCl)=1\frac{mol}{l}]} gleicher Temperatur mischen. Die Temperaturänderung, die ich gemessen habe war {6,6K}. Wir sollen auch die Erwärmung des Kalorimeters beachten, dessen Wärmekapazität {C_K=53\frac{J}{K}} im letzten Praktikum ermittelt wurde. Und zur Rechnung darf man die spezifische Wärmekapazität der entstandenen Kochsalzlösung mit derjenigen von Wasser gleichsetzen. Ich frage mich gerade nur, welche Masse ich in {Q=m \cdot c_w \cdot \Delta T} einsetzen muss. Also 100ml Wasser wurden ja im Endeffekt erwärmt, also muss ich 100g einsetzen?

Vielen Dank,

Gruß Shipwater
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Alt 15.10.2010, 23:13   #6   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Ok dann würde ich jetzt rechnen {Q=(4,2\frac{J}{g \cdot K} \cdot 100g +53\frac{J}{K})\cdot 6,6K=3121,8J=3,1218kJ}
Diese Energie ist also nötig, um Wasser und Kalorimeter dementsprechend zu erhöhen. Wegen {1\frac{mol}{l}=\frac{0,05mol}{0,05l}} muss das Ergebnis noch mit 20 multipliziert werden, damit man die Neutralisationsenthalpie für die Bildung von {1mol} Wasser erhält. Somit erhält man {\Delta_rH^0=-62,436kJ}
Ist die Rechnung so richtig? Liegt auch gar nicht so weit weg vom errechneten Wert.

Gruß Shipwater
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Alt 16.10.2010, 11:08   #7   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Ok vielen Dank. Aber eines will mir immer noch nicht so ganz klar werden. Und zwar habe ich im Praktikum eine Temperaturerhöhung der entstandenen Kochsalzlösung von 6,6K gemessen. Warum bedeutet dies aber automatisch auch, dass das Kalorimeter um 6,6K erwärmt wurde?

Vielen Dank, Gruß Shipwater
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Alt 16.10.2010, 11:14   #8   Druckbare Version zeigen
HarryBo Männlich
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Beiträge: 327
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Zitat:
Womit der Herr Lehrer leider falsch liegt. Ist aber für mich nicht überraschend. Im Gegenteil, mit hoher Wahrscheinlichkeit wird da noch einiges auf uns zukommen.
Kommt es nicht darauf an ob man die molare Neutralisationsenthlpie oder nur die Neutralisationsenthalpie berechnen will? Folgich hätte man dann für die molare kJ/mol und für die "normale" kJ. Oder stimmt das nicht?
Gruß HarryBo
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Alt 16.10.2010, 11:24   #9   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Wie hat denn dieser Versuch bei Ihnen ausgesehen ?
Wir haben zwei gleiche Wasserportionen unterschiedlicher Temperatur gemischt und die Mischungstemperatur dann festgestellt. Mit dem Energieerhaltungs-Ansatz, dass {Q_1+Q_2=0}, wobei {Q_1} die Wärme, die das warme Wasser "aufnimmt" sein soll und {Q_2} die Wärme, die Kalorimeter und das kalte Wasser aufnehmen haben wir dann die Wärmekapazität des Kalorimeters {C_K} ermittelt. Die exakten Temperaturen unmittelbar vor der Mischung und die Mischungstemperatur unmittelbar nach der Mischung haben wir durch Expolation ermittelt, damit das ganze noch etwas genauer wird. Aber auch hier wurde schon angenommen, dass kaltes Wasser und Kalorimeter die gleiche Temperaturveränderung erhalten...

Gruß Shipwater
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Geändert von shipwater (16.10.2010 um 11:30 Uhr)
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Alt 16.10.2010, 12:49   #10   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Bei uns im Buch steht:
Zitat:
Zitat von elemente chemie II
Es ist zweckmäßig, die Reaktionsenthalpie für die Stoffmengen anzugeben, deren Beträge den Faktoren der Reaktionsgleichung entsprechen.
Zurück zu der Kalorimeterfrage: Durch den von mir im letzten Beitrag aufgezeigten Versuch habe ich für den Kalorimeter eine Wärmekapazität von {C_K=53\frac{J}{K}} ermittelt. Aber auch hier wurde schon unbegründet angenommen, dass kaltes Wasser und Kalorimeter die gleiche Temperaturänderung erfahren. Warum ist das so bzw. warum ist es sinnvoll es so anzunehmen?

Gruß Shipwater
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Alt 16.10.2010, 13:25   #11   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Noch eimal meine Frage : Wie ist der Versuch zur Bestimmung der Wärmekapazität des Kalorimeters abgelaufen ? Können Sie das als Kalorimeter verwendete Gefäß näher beschreiben ?
In meinem heutigen Beitrag von 11:24 habe ich den Versuch zur Bestimmung der Wärmekapazität {C_K} des Kalorimeters erklärt. Das Kalorimeter kann ich leider nicht wirklich beschrieben, es sah ein wenig wie eine Thermoskanne aus.
In meinem Buch steht, dass das kältere Wasser und das Gefäß (Kalorimeter) die Wärme {Q_1=(c_w  \cdot m_1+C_K)\cdot (\vartheta_m-\vartheta_1)} aufnehmen. Wenn ich ausmultipliziere erhalte ich {Q_1=c_w \cdot m_1 \cdot (\vartheta_m-\vartheta_1)+C_K \cdot (\vartheta_m-\vartheta_1)}
Es wird also angenommen, dass die Temperaturänderung des kalten Wassers äquivalent zu der des Kalorimeters ist.

Gruß Shipwater
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Alt 16.10.2010, 14:21   #12   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Hallo,

heißt das im Endeffekt, dass ich meine gestrige Rechnung von 23:13, in der es scheint, dass das Kalorimeter und die Kochsalzlösung die gleiche Temperaturänderung erfahren, so belassen kann?

Gruß Shipwater
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shipwater ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 16.10.2010, 14:36   #13   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.038
AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Ok besten Dank.
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