Aufgaben: Kalorimetrische Bestimmung der Neutralisationsenthalpie

Bei der Neutralisation starker Säuren mit starken Basen reagieren Oxonium- und Hydroxid-Ionen.

1. a) Formulieren Sie die Ionengleichung.
2. b) Erklären Sie, warum die molare Neutralisationsenthalpie für verschiedene starke Säure-Base-Paare nahezu gleich ist.

In einem Kalorimeter werden $50{,}0\,\text{mL}$ Salzsäure und $50{,}0\,\text{mL}$ Natronlauge (je $1{,}00\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) gemischt. Die Temperatur steigt um $6{,}7\,\text{K}$. Nehmen Sie $c = 4{,}19\,\text{J}\cdot\text{g}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$ und $\rho = 1{,}00\,\text{g}\cdot\text{mL}^{-1}$ an.

1. a) Berechnen Sie die frei gewordene Wärme.
2. b) Berechnen Sie die umgesetzte Stoffmenge.

Der Literaturwert für die molare Neutralisationsenthalpie beträgt $- 57{,}3\,\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Erklären Sie das Vorzeichen.
2. b) Berechnen Sie die Wärme bei der Neutralisation von $0{,}050\,\text{mol}$ $\mathrm{H_3O^+}$.

In einem Kalorimeter ($C_{\text{Kal}} = 40\,\text{J}\cdot\text{K}^{-1}$) werden $100\,\text{mL}$ Salzsäure ($0{,}500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) und $100\,\text{mL}$ Natronlauge ($0{,}500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) gemischt. Die Temperatur steigt von $20{,}0\,^{\circ}\text{C}$ auf $23{,}2\,^{\circ}\text{C}$ ($c = 4{,}19\,\text{J}\cdot\text{g}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$, $\rho = 1{,}00\,\text{g}\cdot\text{mL}^{-1}$).

1. a) Berechnen Sie die molare Neutralisationsenthalpie.
2. b) Vergleichen Sie mit dem Literaturwert $- 57{,}3\,\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ (relative Abweichung).

Der Versuch aus der vorigen Aufgabe wird mit $100\,\text{mL}$ Essigsäure ($0{,}500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) statt Salzsäure und $100\,\text{mL}$ Natronlauge ($0{,}500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) durchgeführt. Die Temperatur steigt nur um $2{,}7\,\text{K}$.

1. a) Berechnen Sie die molare Enthalpie (ohne Kalorimeterkapazität, $200\,\text{g}$ Lösung, $c = 4{,}19\,\text{J}\cdot\text{g}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$).
2. b) Erklären Sie den geringeren Betrag.

Bei einem Schülerversuch fällt der Messwert deutlich zu klein aus.

1. a) Nennen Sie drei systematische Fehlerquellen.
2. b) Beschreiben Sie, wie man den Wärmeverlust durch Auftragen von Temperatur gegen Zeit extrapolierend korrigiert.

Für Schwefelsäure und Natronlauge gilt: Mischt man $50{,}0\,\text{mL}$ $\mathrm{H_2SO_4}$ ($0{,}500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) mit $100{,}0\,\text{mL}$ $\mathrm{NaOH}$ ($0{,}500\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$), steigt die Temperatur um $3{,}4\,\text{K}$ ($c = 4{,}19\,\text{J}\cdot\text{g}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$, $\rho = 1{,}00\,\text{g}\cdot\text{mL}^{-1}$).

1. a) Berechnen Sie die umgesetzte Stoffmenge an $\mathrm{OH^-}$.
2. b) Berechnen Sie die molare Neutralisationsenthalpie bezogen auf $\mathrm{H_2O}$.
3. c) Beurteilen Sie die Abweichung vom Literaturwert.

Geben Sie begründet an, ob man allein aufgrund des $pK_S$-Werts ($pK_S = 3{,}2$) für die Reaktion von $\mathrm{HF}$ mit $\mathrm{NaOH}$ einen Betrag der Neutralisationsenthalpie größer oder kleiner als $57{,}3\,\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ erwarten würde. Experimentell findet man jedoch etwa $-68\,\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$.

1. a) Erklären Sie die erhöhte Exothermie mit der Hydratationsenthalpie des Fluorid-Ions.
2. b) Leiten Sie die Teilschritte der Reaktion ab.

Planen Sie einen Versuch zur Bestimmung der Neutralisationsenthalpie.

1. a) Nennen Sie Geräte, Konzentrationen und Messgrößen.
2. b) Erläutern Sie, warum die Reaktionspartner vor dem Mischen gleiche Temperatur haben sollen.
3. c) Beschreiben Sie die Auswertung und die Fehlerbetrachtung.