060 – Reaktionsgeschwindigkeit zwischen Molekülen

Zwei Substanzen, eine Säure, ein Kalorimeter und eine Frage, die ein einziges Experiment nicht beantworten kann: Wie viel Energie wird freigesetzt, wenn Magnesium in Sauerstoff verbrennt? Magnesium brennt viel zu heftig und viel zu hell, als dass es direkt in einem Schulkalorimeter gemessen werden könnte, und die Reaktion lässt sich nicht dazu bewegen, langsam in einem Becherglas mit Wasser abzulaufen. Der Ausweg aus dem Problem ist der Standardtrick der Thermochemie – man misst zwei Reaktionen, die kann sicher durchgeführt und dann arithmetisch kombiniert werden, um diejenige zu erreichen, die es nicht kann. Das ist der Satz von Hess: Da die Enthalpie eine Zustandsfunktion ist, hängt die Energieänderung zwischen zwei Zuständen nicht vom dazwischen eingeschlagenen Weg ab, sodass eine Reaktion, die unmöglich zu messen ist, aus leicht zu messenden Reaktionen zusammengesetzt werden kann.

Die beiden einfachen Reaktionen sind die hier durchgeführten. Magnesiummetall löst sich in Salzsäure unter Bildung von Wasserstoff und einer Magnesiumchloridlösung; Magnesiumoxid löst sich in derselben Säure unter Bildung derselben Lösung und von Wasser anstelle von Wasserstoff. Beide sind exotherm, laufen innerhalb weniger Minuten vollständig ab und sind in einem geschlossenen Gefäß mit verdünnter Säure sicher. Wenn man die eine von der anderen abzieht und die bekannte Bildungsenthalpie von flüssigem Wasser hinzufügt, bleibt genau die Verbrennung von Magnesium übrig. In diesem Praktikum führen Sie beide Reaktionen nacheinander im selben Kalorimeter mit 100 ml 1 mol/l Salzsäure durch, zeichnen die Temperatur vor und nach jeder Reaktion auf und verfolgen beide in demselben Temperatur-Zeit-Diagramm – wodurch auch der zweite Punkt des Praktikums sichtbar wird, nämlich dass zwei Reaktionen zwischen denselben Elementen sehr unterschiedliche Energiemengen mit sehr unterschiedlichen Geschwindigkeiten freisetzen können.

Bildungsziele

Einarbeitung in den Kalorimetriemessplatz

• Identifizieren Sie das Kalorimeter, seinen Deckel mit den Öffnungen für den Rührer und das Thermometer, die Waage, den Messzylinder und die Tablette, und geben Sie an, welchen Beitrag jedes Einzelne zu einer Bestimmung leistet.
• Erkenne, dass derselbe Apparat zweimal verwendet wird, sodass sich etwaige Unvollkommenheiten des Gefäßes auf beide Durchläufe gleichermaßen auswirken und bei der Subtraktion der beiden weitgehend aufheben.

Eine wiederholte Messung sauber durchführen

• Entleeren, spülen und kühlen Sie das Kalorimeter zwischen den Durchläufen und erklären Sie, warum jeder dieser drei Schritte notwendig ist, bevor die zweite Reaktion gestartet werden kann.
• Bestätigen Sie, dass der zweite Durchlauf bei derselben Starttemperatur wie der erste beginnt, anstatt dies anzunehmen.

Zwei Reaktionen desselben Metalls

• Schreibe und ausgleiche beide Gleichungen, Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂(g) und MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O(l), und identifizieren Sie, was bei den Produkten gleich und was unterschiedlich ist.
• Erkläre, warum nur das erste ein Gas erzeugt und was das für die Handhabung eines geschlossenen Kalorimeters bedeutet.

Kalorimetrische Messung

• Anwenden q = MCΔT zu jedem Lauf hinzuaddieren und durch die Menge des begrenzenden Reaktanden teilen, um zwei molare Enthalpien zu erhalten.
• Zeigen Sie rechnerisch, dass die Säure in beiden Versuchen im Überschuss vorhanden ist, so dass das Metall und das Oxid jeweils die limitierenden Reaktionspartner sind.

Hess'sches Gesetz

• Nach dem Satz von Hess ist die Enthalpieänderung einer chemischen Reaktion unabhängig vom Weg, den sie nimmt, solange Anfangs- und Endzustand gleich sind. Stellen Sie den Kreisprozess auf, der die beiden gemessenen Reaktionen und die Bildung von Wasser mit der Bildung von Magnesiumoxid verknüpft.
• Kombinieren Sie die drei Enthalpien mit den richtigen Vorzeichen, um einen Wert für eine Reaktion zu erhalten, die nie durchgeführt wurde.

Vergleich von Raten sowie Energien

• Lies zwei Kurven in einem Achsensystem und vergleiche sowohl die erreichte Höhe als auch die Steilheit des Anstiegs.
• Erklären Sie, warum die exotherme Reaktion hier auch die schnellere ist, und identifizieren Sie die Faktoren – Partikelgröße, Löslichkeit, Mechanismus –, die dies bedingen.

Kritische Bewertung des Ergebnisses

• Vergleichen Sie den erhaltenen Wert mit der veröffentlichten Bildungsenthalpie von Magnesiumoxid und drücken Sie die Differenz als Prozentsatz aus.
• Identifizieren Sie, welcher der beiden Läufe am meisten zum Fehler beiträgt, und geben Sie an, was geändert werden müsste, um ihn zu verringern.

Protokoll

1. Messen Sie 100 ml Salzsäure (HCl) 1 M mit dem Messzylinder ab.
2. Gießen Sie den Inhalt des Messzylinders in den Kalorimeter.
3. Setzen Sie den Deckel auf den Kalorimeter.
4. Stecken Sie das Thermometer in das Loch des Deckels.
5. Wiegen Sie ein kleines Stück Magnesiumband (Mg) (ca. 0,5 g) mit der Waage.
6. Öffnen Sie den Deckel und legen Sie das Magnesiumstück in den Kalorimeter und schließen Sie ihn so schnell wie möglich wieder.
7. Aktiviere den Timer.
8. Aktivieren Sie den Kalorimeterrührer durch Drücken der grünen Taste auf dem Deckel.
9. Beobachten Sie aufmerksam die Entwicklung der Temperatur in der Ergebnistabelle.
10. Warten Sie etwa 3 Minuten oder bis die Temperatur nicht mehr steigt.
11. Stoppen Sie die Stoppuhr.
12. Stellen Sie den Timer zurück, indem Sie die Reset-Taste drücken.
13. Stoppen Sie den Rührer durch Drücken der roten Taste. Entfernen Sie das Thermometer und dann den Kalorimeterdeckel.
14. Gießen Sie den flüssigen Inhalt des Kalorimeters in den schwarzen Abfallbehälter. Entfernen Sie das Magnesiumband mit der Zange.
15. Spülen Sie den Kalorimeter, das Thermometer und den Rührer mit destilliertem Wasser aus.
16. Lassen Sie das Kalorimeter etwa 30 Sekunden abkühlen.
17. Wiederholen Sie die Schritte 1 bis 11 mit etwa 1 g Magnesiumoxid in Stücken.

Die Reaktion wird 10 Mal schneller beschleunigt, um die vollständige Reaktion leichter beobachten zu können.

Erwartete Ergebnisse

Beide Versuche erwärmen die Säure, und beide pegeln sich innerhalb von etwa drei Minuten ein, aber sie gleichen sich nicht: Das Magnesiumband zischt heftig, während Wasserstoff entweicht und die Temperatur steil ansteigen lässt, während sich das Magnesiumoxid leise und völlig ohne Gasentwicklung auflöst und einen kleineren, sanfteren Anstieg erzeugt. Auf der Grafik des Tabletts erscheinen die beiden zusammen, das Metall als die obere Kurve und das Oxid als die untere. Dies sind die Werte, die während des Referenzversuchs vom Thermometer der Simulation abgelesen wurden:

Beide Reaktionen haben die Säure im Überschuss, sodass der Feststoff sie begrenzt. 100 mL 1 mol/L Säure sind 0,100 mol HCl. Teil 1 verwendet 0,5 / 24,305 = 2,06 × 10⁻² Mol Magnesium, das 4,1 × 10 verbraucht⁻² Mol Säure; Teil 2 verwendet 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10⁻² Mol Magnesiumoxid, das 5,0 × 10 verbraucht⁻² Beide lassen mehr als die Hälfte der Säure nicht reagieren, was der richtige Weg zur Planung des Experiments ist: Es garantiert, dass sich jedes feste Teilchen löst und dass die gemessene Wärme einer bekannten Stoffmenge entspricht.

Umrechnung jedes Temperaturanstiegs in eine molare Enthalpie. Unter Annahme von 100 mL verdünnter Säure als 100 g Flüssigkeit mit der spezifischen Wärmekapazität von Wasser, 4,18 J g⁻¹ °C⁻¹:

Nach dem Satz von Hess, wofür die beiden Durchläufe bestimmt sind. Schreibe die beiden gemessenen Reaktionen und die Bildung von Wasser auf: (1) Mg(s) + 2 H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂(g), ΔH₁; (2) MgO(s) + 2 H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂O(l), ΔH₂; (3) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH₃ = −285,8 kJ/mol. Durch Umkehren von (2) und Addieren zu (1) und (3) heben sich das Magnesiumion, die Protonen, das Wasser und der Wasserstoff auf, und es verbleibt Mg(s) + ½ O₂(g) → MgO(s). Daher ΔH_f(MgO) = ΔH₁ − ΔH₂ + ΔH₃. Mit den veröffentlichten Enthalpien ergibt das −466,9 − (−151,1) + (−285,8) = −601,6 kJ/mol, was genau der tabellierten Enthalpie der Bildung von Magnesiumoxid entspricht – der Kreis schließt sich exakt, und das ist das Ergebnis, zu dessen Reproduktion das Labor existiert.

Warum das Metall das Oxid so deutlich schlägt. Beide Reaktionen enden mit demselben wässrigen Magnesiumin, sodass der Unterschied zwischen ihnen vollständig auf die Ausgangsstoffe zurückzuführen ist. Bei Magnesiumoxid ist das Magnesium bereits oxidiert: Seine Elektronen sind bereits abgegeben, die Gitterenergie von MgO (etwa −3795 kJ/mol) ist bereits aufgebracht, und das Lösen in Säure bewirkt kaum mehr als den Austausch des Oxidions gegen zwei Wassermoleküle. Bei Magnesiummetall sind die beiden Valenzelektronen noch da, um abgegeben zu werden, und die Abgabe an die Protonen der Säure ist der Ort, aus dem die Energie stammt. Die Oxidreaktion ist eine Säure-Base-Neutralisation; die Metallreaktion ist eine Redoxreaktion. Das ist der eine Satz, den ein Schüler mitnehmen sollte, und das ist der Grund, warum der Unterschied ein Faktor drei und nicht nur ein paar Prozent beträgt.

Die Tarife unterscheiden sich ebenfalls und aus anderen Gründen. Die Metallkurve steigt steiler an und erreicht ihr Plateau früher. Drei Faktoren tragen dazu bei: Die Metallreaktion ist pro Mol exothermer, wodurch sie ihre Umgebung schneller erwärmt und der Arrhenius-Faktor zu ihren Gunsten wirkt; Wasserstoffblasen bilden sich am Band und rühren die Flüssigkeit an der Oberfläche auf, wo es darauf ankommt, sodass kontinuierlich frisches Metall freigelegt wird; und das Oxid wird “in Stücken” zugegeben, wodurch es pro Gramm eine geringere Oberfläche aufweist als ein dünnes Band. Man beachte, dass letzteres eine experimentelle Entscheidung und keine Eigenschaft der Substanzen ist – fein gemahlenes Magnesiumoxid würde schneller reagieren als Klumpen, genau wie die Laboratorien 061 und 062 dies für andere Feststoffe demonstrieren –, sodass ein Schüler nicht schlussfolgern sollte, das Oxid sei von Natur aus das langsamere Reagenz.

Zusammenfassung der Aufgaben nach Klassenstufen

9. bis 10. Klasse

Fokus Vergleich zweier exothermer Reaktionen desselben Elements.

Aktivitäten: Notieren Sie die Anfangs- und Endtemperatur für jeden Versuch und geben Sie die beiden Temperaturerhöhungen an. Beschreiben Sie die beiden Reaktionen mit Worten, wobei Sie erwähnen, dass die eine ein Gas erzeugt und die andere nicht, und sagen Sie, wie Sie sie mit geschlossenen Augen voneinander unterscheiden könnten. Schreiben Sie beide Reaktionsgleichungen in ausgeglichener Form. Lesen Sie die beiden Kurven im Diagramm des Tablets ab und sagen Sie, welche Reaktion mehr Energie freigesetzt hat und welche früher beendet war. Erläutern Sie, warum das Kalorimeter vor dem zweiten Versuch entleert, ausgespült und abgekühlt werden muss und was schiefgehen würde, wenn dies nicht geschähe.

11. Klasse

Fokus Quantitative Kalorimetrie von zwei Reaktionen und der Grund für deren Unterschied.

Aktivitäten: Berechnen Sie die Menge an Magnesium und Magnesiumoxid und zeigen Sie durch Vergleich mit den verfügbaren 0,100 mol Säure, dass der Feststoff in beiden Durchläufen im Unterschuss vorliegt. Anwenden q = MCΔT zu jedem Durchlauf mit ausgeschriebener Substitution, erhalten Sie dann beide molaren Enthalpien. Erklären Sie anhand von Oxidationsstufen, warum das Metall pro Mol etwa dreimal so viel Energie freisetzt wie das Oxid, und bestimmen Sie die eine Reaktion als Redoxreaktion und die andere als Neutralisation. Berechnen Sie das Volumen des in Teil 1 erzeugten Wasserstoffs und nehmen Sie dazu Stellung, dies in einem geschlossenen Kalorimeter durchzuführen.

12. Klasse / College-Niveau

Fokus Hess’sches Gesetz, Fehlerfortpflanzung und die Glaubwürdigkeit eines abgeleiteten Ergebnisses.

Aktivitäten: Legen Sie den Dreistrich-Zyklus explizit dar, wobei jede Gleichung je nach Bedarf umgekehrt oder beibehalten wird, und zeigen Sie, welche Spezies sich weg kürzen. Kombinieren Sie die Enthalpien, um die Bildungsenthalpie von Magnesiumoxid zu erhalten, zuerst aus den gemessenen Werten und dann aus den veröffentlichten, und vergleichen Sie beide mit dem tabellierten Wert von −601,6 kJ/mol. Entwerfen Sie die Kalibrierung, die die Wärmekapazität des Kalorimeters ergeben würde. Erklären Sie abschließend, warum dieser Zyklus der Standardweg ist, um eine Verbrennungsenthalpie zu erhalten, die nicht direkt gemessen werden kann, und nennen Sie eine andere Größe, die auf dieselbe Weise erhalten wird.

Labor-Grundausstattung

Instrumente

• Kalorimeter mit isolierendem Deckel, Thermometeröffnung und integriertem Rührwerk (grüner Knopf zum Starten, roter zum Stoppen)
• Thermometer, durch den Deckel eingeführt (zeigt ganze Grad Celsius an)
• Elektrische Waage
• Messzylinder, 100 mL, zum Abmessen der Säure
• Stoppuhr mit Reset-Taste, die für jeden Durchlauf einmal verwendet wird
• Zange zum Herausheben des nicht umgesetzten Bandes aus dem Kalorimeter
• Spatel
• Becherglas (1000 mL) und schwarzer Auffangbehälter für die verbrauchte Säure und die Spülflüssigkeiten
• Spritzflasche mit destilliertem Wasser zum Spülen von Kalorimeter, Thermometer und Rührer zwischen den Messungen
• Tablett, für das Protokoll, die Ergebnistabelle und das Temperatur-Zeit-Diagramm

Produkte

• HCl 1 mol/L (Lösung), jeweils 100 mL für die beiden Durchläufe
• Magnesium (Band), ca. 0,5 g
• Magnesiumoxid (in Stücken), ca. 1 g
• Destilliertes Wasser zum Spülen