4.

Redoxreaktion zwischen Gelösten Silberionen und Kupfer

Versuchszweck:

Über die Potentialdifferenz einer galvanischen Zelle kann die freie Reaktionsenthalpie dieser Reaktion bestimmt werden. So kann mann experimentell ΔH, ΔG und ΔS bestimmen.

Material:

• Kalorimetergefäß
• Silikonstopfen
• Spezialtrichter
• Magnetrührstäbe
• Winkelstativ
• 1/10 Grad Thermometer
• Magnetrührer
• Klammer
• Destilliertes Wasser
• Hoher Messzielinder 50 ml
• Silbernitratlösung
• Kupfer
• Tropfpipette
• PE Trichter
• Wäge Papier
• Schnellwaage
• Stoppuhr
• Spatel
• Magnetstabentferner
• Vorratsflasche für Metall/Schlamm
• Flasche für Schwermetall Abfälle

Sicherheitsmaßnahmen:

Silbernitrat → Ätzend und Umweltschädlich

Kupfer → Umweltschädlich und Leicht Entzündlich

Versuchsdurchführung:

• Wir bereiten die Apparatur für unseren Versuch vor, entsprechend der Abbildung jedoch ohne Quarzreagenzglas vor.
• Nun geben wir 50ml Silbernitratlösung c = 0,5 mol * 1^ -1 in einen hohen Messzylinder und messen diese dort genau ab, dann heben wir den Stopfen ab und leeren die Silbernitratlösung durch einen PE Trichter in das Kalorimeter Gefäß. Danach schalten wir den Magnetrührer ein und stellen ihn auf die mittlere Umdrehungszahl.
• Darauf hin wiegen wir 2,0g Kupferpulver auf Wägepapier ab.
• Nun kann man die Ausgangstemperatur auf 1/10 Grad genau ablesen welche wir darauf hin notieren.
• Gleichzeitig mit dem Punkt zuvor geben wir das Kupferpulver durch den Spezialtrichter in das Kalorimetergefäß und starten daraufhin die Stoppuhr. Nach ca. 60 Sekunden der abgelaufenen Zeit lesen wir die Maximaltemperatur auf 1/10 genau ab und notieren diese darauf. Die Temperaturdifferenz beträgt ca. Δv = 7,5 + - 0,1K.

Versuchsbeobachtung:

Es ist zu erkennen das erst nach 15 Sekunden die Temperatur ansteigt, diese Zeit wird Inkubationszeit genannt. Jedoch erreicht dann der Temperaturanstieg relativ schnell den Maximalwert. Daraufhin ist zu erkennen das diese langsam wieder sinkt. Nun schalten wir den Magnetrührer ab und es ist zu erkennen das sich das überschüssige Kupfer und das neu gebildete Silber schnell absetzen und eine deutliche blau Färbung der Lösung ist zu sehen. ( Grund dafür sind die neu gebildeten Kupferionen). Nun können keine Silberionen mehr nachgewiesen werden durch die Chloridionen verdünnte Salzsäure. Nachdem wir den Magnetrührer abgeschaltet haben setzt sich eine Grau Masse am Boden ab und die zurückgebliebene Flüssigkeit weist eine Bläuliche Färbung auf.

Nach dem Versuch schalten wir den Magnetrührer ab. Danach wird der Stopfen des Kalorimetergefäßes abgehoben und das Thermometer abgespült. Daraufhin ziehen wir den Magnetrührstab mit dem Magnetstabentferner aus dem Kalorimetergefäß und spülen diesen daraufhin ab.

Entsorgung:

Das Thermometer sollte gründlich abgespült werden. Der Rührfisch wird mit einem Magnetstab-Entferner entfernt und ebenfalls gründlich abgespült. Der entstandene Metallschlamm wird in einer Vorratsflasche entfernt und die Kupfernitratlösung kommt in eine Abfallflasche für Schwermetalle.

Versuchsdeutung:

2 Ag⁺ + Cu → 2 Ag + Cu²⁺

Alle Silberionen sollen in möglichst in kurzer Zeit reduziert werden. Dies wird durch mit einem größeren Anteil an Kupfer gewährleistet. Das Wasser und der Kalorimeter nehmen die Reaktionsenergie in Form von Wärmeenergie auf. Aufgrund der Temperaturdifferenz kann die Reaktionswärme gemessen werden.

2 mol Silberionen reagiert mit 1 mol Kupfer (stöchiometrische Betrachtung). 1/40 Silberionen, die in 50 ml Silbernitratlösung enthalten sind, setzten sich mit 1/80 Kupferionen um und entspricht 0,794 g.

Resultat:

50 ml Silbernitratlösung entspricht n= 1/40 mol

0,794 g Kupfe aus 2 g entspricht n= 1/80 mol

50 ml Kalorimeterwasser entspricht m(w)= 50 g

Differenz der Temperatur : Δv = 7,5 K

Berechnung von ΔQ:

ΔQ = - ( C x Δv + c_w x m_w x Δv) ; C= C2

= - ( 35 J*K^-1 x 7,5 K + 4,2 J*K^-1*g^-1 x 50g x 7,5K)

= - 1837,5 J

C x Δv = 262,5 J ist die Wärmemenge die vom Kalorimetergefäß aufgenommen wird.

c_w x m_w x Δv = 1575J ist die Wärmemenge die vom Kalorimeterwasseer aufgenommen wird.

Berechnung von ΔH:

ΔH = - ( C x Δv + c_w x m_w x Δv)

ΔH(1/80 mol) = - ( C₂ x Δv + c_w x m_w x Δv)

ΔH(1mol) = - ( C₂ x Δv + c_w x m_w x Δv) x 80

= - ( 35 J*K^-1 x 7,5 K + 4,2 J*K^-1*g^-1 x 50g x 7,5K) x 80

= -14700 J

= - 147 KJ

Die Enthalpie von 2 Ag⁺ + Cu → 2 Ag + Cu²⁺ beträgt - 147 KJ.

Freie Reaktionsenthalpie ΔG = ?

Die Potenzialdifferenz einer galvanischen Zelle in der die gleiche Redoxreaktion abläuft beträgt U= 0,46 V und gilt für die freie Enthalpie der Reaktion bei einem Umsatz von 1 mol Kupfer, wenn im Idealfall keine Konzentrationsänderungen stattfinden.

ΔG = -U*n*F

= -0,46 V * 2 mol* 96500 A*s*mol^-1

= -89000 V*A*s Bemerkung: V*A*s = 1 Watt*S = 1 Joul

= -89 KJ

Reaktionsenthropie ΔS = ?

Formel: ΔG = ΔH - T * ΔS ; Gesucht wird ΔS

ΔS = ΔH – ΔG / T

ΔS = -147KJ - (-89KJ) / 298 K

= -195 J*K^-1