Technik, Alltag und Chemie - Energie

Technik, Alltag und Chemie - Energie

Hinweis:

Dieses Protokoll stammt von der Seite www.chids.de (Chemie in der Schule).

Dort können unterschiedliche Materialien für den Schulunterricht heruntergeladen werden, unter anderem hunderte von Experimentalvorträgen so wie der vorliegende:

http://online-media.uni-marburg.de/chemie/chids/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html

Inhalt

1. Energiedefinitionen... 3

2. Energieträger... 3

3. Energieeinheiten...13

4. Experimenteller Teil... ... 29

5. Literatur... 41

Technik, Alltag und Chemie Energie

1. Energiedefinition

„Energie ist die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten oder Wärme zu liefern“

Richard P. Feynman sagte einmal: „Alles bewegt sich, weil die Sonne scheint!“

Dieser Satz inspirierte mich, zu dem Thema Energie einige Experimente zu suchen und zu ergründen, ob er Recht hat.

2. Energieträger

Wenn man von Energieträgern spricht, muss man sich klar machen, dass die üblichen Energieträger, wie Wind, Wasser und Erdwärme tatsächlich nur

„funktionieren“, weil einfach die Sonne scheint.

Die Sonne selbst ist aber auch ein Energieträger, da sie in der Lage ist, die Erde zu erwärmen. In früheren Jahrhunderten nahmen die Menschen an, dass auf der Sonne ein riesiges Feuer brennen würde. Doch das wäre schon längst erloschen, denn wenn der Sonnenball völlig mit Öl gefüllt wäre, hätte dieser Vorrat gerade mal rund 10 000 Jahre gereicht. Das ist zwar auch eine lange Zeit, aber doch verschwindend gering gegenüber den rund 5 Milliarden Jahren, die unsere Sonne schon existiert. Das Feuer der Sonne muss also etwas besonderes sein, wenn es schon so lange Zeit alles Leben auf unserer Erde mit Energie versorgt. Sie verursacht mit ihrer Wärme die Bewegung der Luft, also Wind und die Bewegung des Wassers, durch Verdunstung und Niederschlag. Sie trägt durch die Photosynthese der Pflanzen zur Speicherung der Energie bei und setzt wiederum Reaktionen wie zum Beispiel Explosionen in Gang.

Die von der Sonne freigesetzte Energie entsteht durch eine Kernfusion zwischen den Wasserstoff-Isotopen Deuterium und Tritium zu Helium. Dabei werden so große Energiemengen frei, dass es zu ständigen Explosionen, den sogenannten Sonneneruptionen, kommt. Damit zwei Kerne verschmelzen können und ein neues Element entsteht, muss die starke Abstoßung zwischen ihnen überwunden werden. Dies geschieht durch die enorm hohe Temperatur von ca. 10⁸ K. In dem Moment, in dem die Kerne sich schließlich verbinden, wird schlagartig eine gewaltige Menge an Energie freigesetzt. Diese Energie spüren wir auf der Erde täglich als Licht und Wärme.

Die Lichtenergie, die von der Sonne zur Erde gelangt, wird auch Strahlungsenergie genannt. Sie reist in Form von Wellen. Wenn solche Wellen von festen Körper absorbiert werden, wird die mit diesen Wellen transportierte Energie frei. Da solche Wellen elektrische und auch magnetische Eigenschaften besitzen, werden sie elektromagnetische Wellen genannt. Sie benötigen keine Materie, um sich auszubreiten und legen im luftleeren Raum in jeder Sekunde fast 300 000 km zurück – die Lichtgeschwindigkeit.

Die Kraft der Reaktionen auf und in der Sonne wird auf der Erde nicht nur für friedliche Zwecke genutzt: In der Wasserstoffbombe, die eine extrem hohe Vernichtungskraft besitzt, bedient man sich dem gleichen Prinzip. Hier wird die nötige Temperatur durch die Zündung einer Kernspaltungsbombe erzeugt, wobei neben der Strahlung ebenfalls eine gewaltige Energie frei wird. US-Forschern ist es mittlerweile gelungen, die Kernfusionsreaktion der Sonne auf der Erde für friedliche Zwecke nachzuahmen. Das Team der Universität von Kalifornien in Los Angeles schaffte es, elektrisch geladene Kerne von schwerem Wasserstoff (Deuterium) stark zu beschleunigen und auf einen Block aus Erbium und Deuterium zu leiten. So verschmolzen die Kerne zu Helium. Um die Kerne so zu beschleunigen, nutzten sie einen pyroelektrischen Kristall, der ein starkes Magnetfeld erzeugt, wenn er erwärmt wird.

Bei der Reaktion werden Neutronen frei, deren Zahl gemessen werden kann.

Die Apparatur könnte als tragbare Neutronenquelle dienen, da sie zur Energieversorgung noch nicht geeignet ist. Die großtechnische Energie- gewinnung scheitert bis jetzt daran, dass bei den hohen Temperaturen weder Moleküle noch Atome existieren, da alle Atome ionisiert sind. In dem sogenannten Plasma ist extrem heißes Gas aus Kationen und Anionen enthalten, für das es noch kein geeignetes Gefäßmaterial gibt.

Gegenüber der Kernspaltung, bei der sehr schwere Kerne zu kleineren zerfallen, wird bei der Kernfusion eine erheblich größere Energiemenge freigesetzt. Außerdem steht der „Brennstoff“ in viel größeren Mengen zur Verfügung. Deuterium kommt in der Natur in ausreichenden Mengen vor, Tritium könnte im Fusionsreaktor aus Lithium erzeugt werden.

Reaktion in der Sonne und im Reaktor

21 H + ³1 H ⁴2 He + ¹0 n

Erzeugung von Tritium

10 n + ⁶3 Li ³1 H + ⁴2 He

Eruptionen auf der Sonne Atombombe

Die Sonne ist jedoch nicht nur aufgrund ihrer Reaktionen interessant für eine energetische Betrachtung, sondern auch wegen der Energie in Form von Wärme, die von ihr ausgeht. Diese wird durch Kollektoren gebündelt.

Wasser, dass durch die Sonnenenergie erhitzt wird, treibt als Dampf große Generatoren an, die durch ihre Bewegung Strom per Induktion erzeugen, also wie ein großer Dynamo wirken. Das größte Kollektor-Kraftwerk steht in der Mojavewüste in Kalifornien. Dort sind 1818 Parabolspiegel auf 40 ha zur Sonne hin ausgerichtet. Die Spiegel bündeln die Sonnenstrahlen und reflektieren sie, wie riesige Brenngläser, auf einen 78 Meter hohen Dampferzeuger. Dieses Kraftwerk kann 20 000 Menschen, eine Kleinstadt, mit Strom versorgen. Weltweit werden inzwischen 300 MW durch derartige Umwandlung von Sonnenenergie gewonnen.

Eine dritte Variante mit Hilfe der Sonne Energie zu gewinnen, ist die Photovoltaik. Der photovoltaische Effekt, 1887 durch den deutschen Physiker Heinrich Hertz entdeckt, beruht auf einer durch Sonnenlicht erwirkte Elektronenverschiebung, die letztlich Strom erzeugt. Dabei bedient man sich Solarzellen, die mit Bor und Silicium beschichtet sind. Bor, oder inzwischen auch andere sogenannte Dotierungsmetalle, beeinflusst das elektrische Verhalten des Siliciums. Auf die äußere Schicht fallendes Sonnenlicht lässt Elektronen in die untere Schicht wandern, wodurch zwischen den Schichten eine Spannung entsteht. Um eine brauchbare Leistung zu erzielen, müssen mehrere Solarzellen zu Modulen zusammengeschaltet werden.

Kollektoren in der Mojavewüste

Silicium als Grundbestandteil von Sand oder Gestein ist zwar billig, aber die Erzeugung von Einkristallen ist teuer. Inzwischen ist es sogar gelungen, Dünnschicht-Solarzellen zu erzeugen, die amorphes (nicht kristallines) Silicium verwenden. Raumschiffe und Satelliten decken seit 1985 ihren Strombedarf aus Solarzellen, auf der Erde sind sie jedem als Energiequelle in Uhren und Taschenrechnern bekannt. Die großtechnische Strom- erzeugung ist eines der größten Forschungsgebiete der Zukunfts- unternehmen. Prototypen sind schon zusammenrollbar (Thermokleidung), oder es gibt sie als Fensterverkleidung an großen Fassaden (Banken) und sogar bereits als Spray zum schnellen Auftragen an die Garage. Die Kontakte werden gleich mit aufgeklebt. Über die Effizienz derartiger Anlagen lässt sich dennoch streiten.

Links: Satellit mit riesigen Solarmodulen Rechts: Dotierung in der Siliciumschicht Unten: Darstellung eines Solarmoduls

Modell einer Solarzelle:

Oben negativer Ladungsüberschuss, n-leitend Unten positiver Ladungsüberschuss, p-leitend

Energieträger ist hier also das Licht. Energie tragen, heißt dabei, die Energie weiter zu geben. Licht wird umgewandelt in Wärme, diese wird umgewandelt in Bewegung, die wiederum Strom erzeugt. Den Strom nutzen wir, wenn wir zum Beispiel eine Lampe einschalten, die Licht und Wärme erzeugt. Auch die Heizung, die uns im Winter wärmt, verbraucht Strom. Wir brauchen die Wärme um unsere Körperfunktionen aufrecht zu erhalten, ist es zu warm, bekommen wir einen roten Kopf, was auf eine erhöhte Blutzirkulation hindeutet. Die Wärme wird also verbraucht und als Stoffwechselenergie (Schwitzen) wieder frei. Früher wurden die Hoftiere als lebende Heizung im Haus gehalten, denn die beim Stoffwechsel abgegebene Energie wird als Wärme frei. Die Sonne kann aber auch dazu beitragen, Energie zu speichern. Ein besonders eindrückliches Beispiel ist die Photosynthese im grünen Blatt der Pflanze. Durch die Energie des Lichtes wird anorganische Substanz, wie Kohlenstoffdioxid und Wasser, in organische Substanz, nämlich Glucose umgewandelt. Dabei wird Sauerstoff frei, den wir zum Leben brauchen, indem wir ihn einatmen und in den Zellen mit Zucker zu Kohlenstoffdioxid „verbrennen“. Der Kreislauf schließt sich. Pflanzen dienen, mit ihrem Kohlenhydratgehalt als Energielieferant, sie selber nutzen den Zucker zum Aufbau von Biomasse. Das der von den Pflanzen produzierte und zu Zellulose umgewandelte Zucker tatsächlich die Energie des Sonnenlichtes speichert, zeigt sich, wenn man pflanzliches Material verbrennt, zum Beispiel bei einem Waldbrand. Dabei wird die gespeicherte Energie als Wärme und Licht frei.

Weitere Energieträger sind Wasser und Wind, die sich, wie schon erwähnt auch nur bewegen, weil die Sonne scheint. Die Energie der beiden „Träger“

gründet also in ihrer Bewegung bzw., ihrer Fähigkeit, Dinge zu bewegen.

Beim Wasser werden meist Ebbe und Flut in sogenannten Gezeitenkraftwerken ausgenutzt. Dabei wird ein großes Gefälle erzeugt, sodass das fallende Wasser Turbinen antreibt, die Strom erzeugen. Die Mühlen, in denen Mehl gemahlen wurde, bedienten sich ebenfalls der Wasserenergie, um Arbeit zu leisten. Die Spitzenleistung eines großen Kraftwerkes liegt bei 240 MW, was reicht um eine mittelgroße Stadt mit Strom zu versorgen, die Baukosten sind allerdings gewaltig.

6 CO2(g) + 6 H₂O C^+Energie ₆H₁₂O_6(s) + 6 O_2(g)

- Energie 6 CO_2(g) + 6 H₂O C₆H₁₂O_6(s) + 6 O_2(g)

Durch das Mischen von warmer und kalter Luft wird Wind erzeugt. Das der Wind eine enorme Energie mit sich bringt, erlebt man, wenn ein Orkan (sehr schneller Wind) eine Spur der Verwüstung hinterlässt. CDs zersägen Strommasten nur mit Hilfe des Windes, Zeitungen werden zu fliegenden Waffen. Kontrolliert, kann man die Energie des Windes jedoch mit Windkraftanlagen nutzen. Dabei spielt die Länge der Rotorblätter, sowie die Stärke des Windes eine Rolle für die Effizienz der Anlagen. Verdoppelt man die Länge der Rotoren, vervierfacht sich die Energieausbeute, sie steigt mit der dritten Potenz der Windgeschwindigkeit. Die Bauart der Windräder verhindert jedoch einen Betrieb bei Windstärken über 9 der Beaufortskala.

Eine neue Studie (Frau im Spiegel) schätzt, dass es in Europa genügend geeignete Standorte gibt, um etwa 400 000 große Windgeneratoren aufzustellen – genug, um dreimal den Strombedarf Europas zu decken.

Dennoch weigern sich viele Gemeinden, gerade in den wenig besiedelten, windreichen Gebieten aus Gründen der Ästhetik, die nützlichen Anlagen zu bauen.

Windpark in Norddeutschland

Auch die Erde selbst fungiert in vielfältiger Art und Weise als Energieträger.

In ihrem Inneren wird durch den ständigen Zerfall radioaktiver Elemente Energie freigesetzt, die den flüssigen Kern auf bis zu 4000 °C erhitzt. Je tiefer man in die Erde eindringt, desto heißer wird es, die Temperatur steigt alle 100 Meter um etwa 3 °C, was man in Bergwerken besonders gut spüren

kann. An manchen Stellen ist die Erdkruste, die uns normalerweise vom Kern abschirmt, so dünn, dass dort heiße Quellen oder Geysire austreten, die zur Stromgewinnung genutzt werden können. Oftmals trifft man auch auf heißes Gestein, mit dessen Hilfe man Wasser erwärmen kann.

Geysir in Island

Ein letzter Energieträger, oder vielmehr ein Energiespeicher sind die fossilen Brennstoffe, wie Erdöl, Erdgas und Kohle. Sie sind in Jahrmillionen durch Druck und hohe Temperatur aus abgestorbenem Pflanzenmaterial, wie zum Beispiel Urwäldern entstanden. Sie bestehen im wesentlichen aus organischen Kohlenwasserstoffen, Schwefel, Stickstoff und Sauerstoff.

Große Erdöllagerstätten befinden sich unter den Meeren und sind so nur

schwer zugänglich. Durch Bohrungen wird es zu Tage befördert, in der Raffinerie veredelt und als Kerosin, Benzin oder Diesel verkauft.

Ganz ähnlich verhält es sich mit dem Erdgas. Auch dieses befindet sich in sehr großen Mengen, zum Beispiel als Methanhydrat tief im Ozean. Man hat bis heute noch keine Möglichkeit gefunden, dieses Gas gefahrlos zu bergen, darum neigen sich die Vorräte an fossilen Brennstoffen langsam, aber sicher dem Ende zu. Zudem steigt der Bedarf an Treibstoffen drastisch, sodass

„erneuerbare Energien“ immer wichtiger werden.

Die Kohle ist weitgehend abgebaut. In Russland befinden sich noch nennenswerte Vorkommen, die aufgrund der schlechten Infrastruktur jedoch wenig zugänglich sind.

Bohrinsel vor England

3. Energieeinheiten

Um zu sehen, ob ein Vorgang Energie freisetzt oder verbraucht, erstellt man sogenannte Energieprofile. Am Beispiel der Photosynthese und der Rückreaktion, der Verbrennung, sieht man besonders gut den Unterschied zwischen den beiden Prozessen.

Hier handelt es sich um das Energieprofil der Photosynthese. Die Produkte, also Glucose und Sauerstoff haben eine höhere Energie, als die Edukte Kohlenstoffdioxid und Wasser, da die Photosynthese nur mit Licht (Energie) stattfindet. Diese Energiedifferenz muss also in die Reaktion eingehen. Ein Teil der Energie wird durch Bindungsbruch und Bindungsneubildung verbraucht, der andere Teil wird in den stabilen Produkten gespeichert. Reaktionen, die Energie verbrauchen, nennt man ENDOTHERM.

Um den Prozess der Photosynthese zu demonstrieren, belichtet man einen Zweig der Wasserpest in einer, mit Wasser gefüllten Kristallisierschale.

Nach kurzer Zeit beobachtet man kleine Blasen, die sich bevorzugt an den Schnittstellen bilden und schließlich zur Wasseroberfläche aufsteigen.

Es handelt sich um Sauerstoff, der nur mit Hilfe des Lichtes entsteht.

Dieses Energieprofil zeigt die Bilanz für die Verbrennung. Schematisch betrachtet, verbrennt die Glucose mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid und Wasser. Auch hier geht ein Teil der Energie für Bindungsbruch und Neu- bildung verloren. Der Rest der gespeicherten Energie wird als Wärme und natürlich als Licht frei. Reaktionen die Energie freisetzen, nennt man EXOTHERM.

Gerade am Beispiel der Photosynthese kann man gut verfolgen, dass nach einer Energieaufnahme eine Energieabnahme (Aufbau von Speichersubstanzen/Abgabe von Wärme bei der Zersetzung) erfolgt. Durch erneute Zufuhr von Energie und Aufbau einer neuen Verbindung schließt sich wieder der Kreislauf.

Zur Demonstration der Entstehung von Wärme bei der Verbrennung, verbrennt man einen, als Röhre, präparierten Teebeutel. Er wird an seiner Oberseite angezündet, brennt zunächst herunter um schließlich aufzusteigen. Die entstehende Wärme, die nach oben steigt, liefert den nötigen Auftrieb für den Teebeutelrest.

Die Energie kann also in verschiedenen Formen vorkommen:

Bewegungsenergie (kinetische Energie):

Wasser, Wind, Turbinen

Elektrische Energie (elektromotorische Energie):

Generatoren, Dynamos Wärme (thermische Energie):

Feuer, heißes Wasser, auftreffendes Licht Chemische Energie (Enthalpie):

in Substanzen gespeicherte Energie, Redox-Reaktionen

Energie kann in unserem Sonnensystem weder erzeugt, noch vernichtet werden. Wahrscheinlich ist das auch im Weltall so, denn keines der Bücher, die ich las, konnte mir eine Antwort darauf geben, wo denn nun die Energie ihren Ursprung hat. (Kleiner philosophischer Exkurs)

Das besagt auch der erste Hauptsatz der Thermodynamik, der Lehre von der Wärme. (Satz von der Erhaltung der Energie)

In Verbindung mit dem Satz von Hess, „die bei einem Vorgang abgegebene oder aufgenommene Energie ist nur vom Anfangs- und Endzustand der beteiligten Reaktionspartner, nicht aber vom Wege des Vorgangs.“, wird auch klar, warum ein Perpetuum mobile nicht konstruierbar ist. Eine Reaktion, die auf dem Weg 1 abläuft und den Energiebetrag E1 freisetzt, würde dann auf einem anderen Weg 2 umgekehrt, der einen kleineren Energiebetrag E2 benötigt. Der Energiegewinn betrüge

E1 – E2 = E,

während sich der Vorgang unter erneutem Energiegewinn wiederholen könnte. Viele berühmte Denker haben sich mit dem Problem der

„Energieversorgung ohne Energieverbrauch“ beschäftigt, sie sind jedoch alle zu dem Schluss gekommen, dass eine derartige Konstruktion nicht möglich wäre.

Modelle der Idee von der „kostenlosen Energie“. Links: frühe Zeichnung, Mitte: moderner Entwurf, Rechts: altertümliches Perpetuum mobile.

Interessant sind die relativ ähnlichen Bauweisen, obwohl sie aus verschiedenen Zeiten stammen.

Um jedoch die Energieabgabe oder – Aufnahme während einer Reaktion bestimmen zu können, muss man der Energie Einheiten geben. Dies geschieht allgemein durch die sogenannte Wärmetönung einer Reaktion, also der Wärme, die benutzt wird, um die Temperatur der Umgebung zu steigern. Um die abgegebene Wärme einer Reaktion messen zu können, bedient man sich einer bestimmten Apparatur – einem Kalorimeter.

Dabei verbrennt man zum Beispiel Holzkohle in einem Gefäß, in das Sauerstoffgas eingeleitet wird. Die Verbrennungsgase strömen durch eine Kupferspirale und erwärmen das umgebende Wasser. Mit der Änderung der Temperatur kann der Heizwert der Kohle bestimmt werden.

Die Einheit, mit der die Energie versehen wurde, war die Kalorie (cal) von lat. calor = Wärme.

Heute wird die Energie in Joule (nach James Joule) gemessen, wobei 1 cal = 4,184 J [kg · m2 · s-2]

entspricht.

James Joule

Der Zweig der Chemie, der sich mit der Beziehung zwischen Energieumsatz und Stoffumsatz beschäftigt, heißt Thermochemie.

Da die Innere Energie U eines Stoffes nicht direkt messbar ist (Mann kann ja kein Thermometer in einen Zuckerwürfel stecken und etwas beobachten), misst man die Temperaturänderung U während einer Reaktion. Wird schließlich bei einer Reaktion eine gewisse Menge Wärme frei, dehnen sich die gasförmigen Produkte, wie zum Beispiel CO2 und CO aus, d.h., sie nehmen ein größeres Volumen ein. Diese Ausdehnung des Volumens führt zu einem größeren Druck innerhalb des Systems. Die gasförmigen Komponenten leisten eine Arbeit gegen einen äußeren Druck – die Druck / Volumenarbeit.

Diese Volumenänderung, die ebenfalls eine Art von Energie ist, muss also in die Betrachtungen der Gesamtenergieänderung eines Systems hineingerechnet werden. Wärme und Druck/Volumenarbeit, die bei einer Reaktion frei werden, ergeben zusammen die Gesamtänderung der Energie – die Enthalpie:

U + p · V = H

Ist H < 0, heißt das, dass die innere Energie der Produkte kleiner war, als die der Edukte. Der Überschuss der Energie wird als Wärme, Strahlung oder Licht frei.

Wenn H > 0 ist, besitzen die Produkte eine größere innere Energie als die Edukte. Diese Differenz der Energien muss in die Reaktion hinein- gesteckt werden.

H > 0 trifft für die Photosynthese zu,

H < 0 für die Verbrennung von Holz (Waldbrand)

Geschlossenes Bombenkalorimeter

Bei der Bestimmung der Verbrennungswärme q in einem geschlossenen System wird keine Druck/Volumenarbeit geleistet, somit wird alle Energie als Wärme frei, q entspricht direkt H

Bei offenen Systemen, wo das größere Volumen gegen den äußeren Druck aufsteigen muss, ist q gleich U.

Im offenen Bombenkaloriemeter, wie oben bereits erwähnt, kann das entstehende Gas entweichen, es handelt sich um ein offenes System. Der Temperaturwert, den wir bei der Verbrennung messen, ist die Gesamtwärmeenergie, die bei der Reaktion frei wird, da dass Gas, das entweicht, seine Wärme an eine Kupferspirale abgibt, die ihrerseits umgebendes Wasser erwärmt. Aus der Differenz der eingesetzten Masse und der nicht verbrannten Kohle, ergibt sich die, in Wärme umgesetzte Masse und somit die Verbrennungsenergie. Der Heizwert der Kohle wird in kJ/g angegeben, also aus der Masse der verbrannten Substanz einfach hochgerechnet. Die Heizwerte anderer Materialien werden nachfolgend in Relation zu ihrer Dichte aufgelistet.

Da beim Bombenkaloriemeter das umgebende, kalte Wasser erhitzt wird, kann man sagen, dass die Energie sich immer von der Energiequelle zum Energiemangel bewegt. Von warm zu kalt, von hell zu dunkel, usw.

Exotherm oder Endotherm

Eine frühe Methode zur qualitativen Energiebestimmung, d.h., ob überhaupt bei einer Reaktion Energie abgegeben oder aufgenommen wurde, war die Thermoskopie. Diese geht zurück auf den frühen Wissenschaftler Galileo Galilei, der sich bereits 1597 die Druck/ Volumenarbeit durch die Erwärmung oder Abkühlung mit Hilfe einer Wassersäule zunutze machte.

Galileo Galilei Ursprüngliches Thermoskop

Zwei Reaktionen, die Erwärmung und Abkühlung beispielhaft demonstrieren, sind

1. Das Löschen von gebranntem Kalk

2. die Reaktion von Bariumhydroxid mit 8 Kristallwasser mit Ammoniumthiocyanat

In Reaktion 1 reagiert der gebrannte Kalk in einer Lewissäure/Base – Reaktion mit dem Wasser zu Calciumhydroxid, das sich teilweise löst, bzw., hydratisiert vorliegt. Das Produkt ist das thermodynamisch stabilere, welches energetisch tiefer liegt. Damit wird bei der Reaktion Wärme frei. Die

Wassersäule des Thermoskops wird durch die Erwärmung und Ausdehnung der Luft in die Höhe gedrückt.

Reaktion 2 bedient sich anderer Prinzipien. Es handelt sich um eine Säure/

Base – Reaktion nach Bröenstedt, da als Produkt aus Hydroxid- und Ammoniumionen Ammoniak entsteht, der gasförmig entweicht. Die beiden Feststoffe reagieren außerdem unter Verflüssigung, es entsteht also Wasser, welches die Kationen und Anionen zu lösen vermag. Dieser Löseprozess verbraucht Energie, die aus der unmittelbaren Umgebung entnommen wird, die sich daraufhin abkühlt. Es entweicht ständig Ammoniakgas und wird daher nachgebildet. Das Gleichgewicht wird auf die Seite der Gasbildung gezwungen! Die Wassersäule wird in Richtung des Reaktionsgefäßes bewegt. Da die Luft, die sich unmittelbar um das Reaktionsgefäß herum befindet, wird durch entzogene Wärme komprimiert.

Diese Gesichtspunkte lassen darauf schließen, dass die Reaktion freiwillig stattfindet, also exergonisch ist. Wie aber lässt sich die Tatsache erklären, dass in einem Zusatzversuch das Reaktionsgefäß an einem befeuchteten Brett fest friert? Das System holt sich die Energie für die Feststoffreaktion aus der Umgebung. Um das Ammoniakgas aufsteigen zulassen, das Wasser zu bilden und den Feststoff zu lösen, ist Energie nötig. Diese Reaktion verbraucht Wärme, sie ist endotherm.

Da die Photosynthese nicht ohne Licht stattfindet und ebenfalls eine endotherme Reaktion darstellt, fragt man sich, wieso die zuvor beschriebene, ebenfalls endotherme Reaktion überhaupt stattfindet???

Entropie und freie Enthalpie

Hier ist der entscheidende Faktor die Entropie, also der Zustand, die dem sich die Teilchen in der größten Unordnung befinden. Man kann den entropischen Effekt ganz gut an einer Streichholzschachtel demonstrieren, deren Inhalt man über den Boden verstreut. Die Hölzer werden sich niemals geordnet verteilen, sie werden kreuz und quer umherfallen. Sie nehmen den, für sie günstigsten Zustand ein.

Die Reaktion zwischen Bariumhydroxid und Ammoniumthiocyanat ist also ganz klar entropisch gesteuert, wobei die Gibbshelmholtz - Gleichung besagt:

G = H -TS

Bei Raumtemperatur, mit großer Entropieänderung und schwach positiver Reaktionsenthalpie ergibt sich für G, der freien Enthalpie, ein negativer Wert, was darauf hindeutet, dass die Reaktion freiwillig ablaufen kann. Die Energie für die Reaktion kommt aus der Umgebung bei Zimmer-Temperatur.

Das Glas friert fest.

Aktivierungsenergie

Auch Reaktionen, die normalerweise nicht exotherm verlaufen, können dazu gebracht werden, unter bestimmten Bedingungen Wärme abzugeben.

Die Zersetzung von Kaliumnitrat zu Kaliumnitrit verläuft unter Zufuhr von Wärme. Dabei wird Sauerstoff abgeben, der als Blasen in der Schmelze zu erkennen ist.

Diese Reaktion ist so durchgeführt, nicht besonders spektakulär. Ihre Reaktionsenthalpie ist positiv, das heißt, dass sich Kaliumnitrat nicht spontan umsetzt. Erst wenn man der Schmelze ein geeignetes Reduktionsmittel (z. B.

Kohle) zuführt, kommt es zu einer Feuererscheinung.

Hier wird durch das Erhitzen der Sauerstoff mit dem Kohlenstoff sehr schnell umgesetzt, wodurch weiteres Kaliumnitrat zersetzt werden muss. Die Reaktion verläuft unter heftigen Verpuffungen mit Stichflammen.

Die Reaktion von Kaliumnitrat mit Kohlenstoff ist nun insgesamt als exotherm anzusehen, obwohl man zunächst Wärme (endergonisch) zuführt.

Der Verlauf einer Reaktion bzw., ihre Energiebilanz hängt also ganz und gar von den Reaktionspartnern ab. So lassen sich auch Abschätzungen über den Verlauf ähnlicher Reaktionen machen. Diese Vorgänge macht man sich zum Beispiel im Schießpulver zunutze, dem zur Steigerung der Reaktivität noch Schwefel hinzugefügt wird. Das Erhitzen von Reaktionsgemischen mit anschließendem exothermen Verhalten, ist auf die sogenannte Aktivierungsenergie zurückzuführen. Damit die Reaktion schließlich exotherm verläuft, muss die aufzuwendende Energie kleiner sein, als die später entstehende.

2 KNO_3(s) 2 KNO_2(l) + O_2(g) (H > 0)

2 KNO_3(l) + C_(s) 2 KNO_2(l) + CO_2(g)

(H << 0)

In ein Energieprofil eingetragen, erkennt man den Zusammenhang.

Die Zersetzung von Kaliumnitrates (Salpeter) bedarf zunächst einer Aktivierungsenergie durch den Bunsenbrenner. Die Reaktion der Kohle mit dem partiell entstehenden Sauerstoff verläuft bei den gegebenen Temperaturen spontan. Die innere Energie des Produktes ist so gering, verglichen mit den Edukten, dass sehr viel Energie in Form von Wärme und damit Feuer frei wird.

Am Diagramm kann man erkennen, dass die Reaktion in zwei Stufen verläuft. Aber muss Aktivierungsenergie unbedingt immer Hitze sein?

Denn auch durch Kälte, bzw. durch Wasser lassen sich stark exotherme Reaktionen starten. Natrium beispielsweise, ist ein starkes Reduktionsmittel und reduziert die Protonen der Autoprotolyse von Wassers zu Wasserstoffgas unter Feuererscheinung (Entzündung des entstehenden Wasserstoffgas). Doch auch andere Reaktionen beziehen die nötige Energie durch Wasser. Dazu mischt man Ammoniumnitrat und Ammoniumchlorid mit Zinkpulver vorsichtig in einer Pulverflasche. Dieses Gemisch platziert man als kleinen „Vulkan“ auf einem Drahtnetz, gibt einen kleinen Eiskristall darauf und entfernt sich.

Einen Eiskristall???

Nach wenigen Sekunden entzündet sich das Gemisch und eine ca.

1 ½ Meter hohe Stichflamme ist zu sehen. Für den Farbeffekt mischt man vorher noch Strontium- oder Bariumnitrat hinzu.

Trockenes Ammonuimnitrat zersetzt sich bereits bei 170 °C zu Lachgas und Wasser, die beide gasförmig entweichen.

Feuchtes, chloridhaltiges Ammoniumnitrat setzt sich bei diesen Temperaturen explosionsartig zu Stickstoff, Sauerstoff und Wasser um.

Die Reaktionsenthalpie ist hier etwa doppelt so groß (ΔH = -206,2 kJ/ mol).

Man kann davon ausgehen, dass sich das intermediär gebildete Lachgas direkt weiter zersetzt, und Sauerstoff frei wird. (Lachgaseinspritzung im Auto NOS) Es entstehen hier aus einem Mol Feststoff 3 ½ Mol Gas, sodass diese Reaktion zwangsläufig zu einer Explosion führen muss.

Traurige Berühmtheit erlangte das Ammomiumnitrat durch terroristische Anschläge, da sich solche Bomben sehr leicht aus geeigneten Düngemitteln herstellen lassen. (Mc Gyver, Folge...)

Aber auch ohne vorheriges Erhitzen, denn durch ein adäquates Reduktionsmittel kommt man zur Reaktion, die bis heute noch nicht in allen Details geklärt ist. Zink stellt in leicht saurer Lösung (Eis schmilzt, NH4+ in der Lösung) Elektronen zur Verfügung, die das ammoniakalische Proton zu nascierendem Wasserstoff reduzieren. Dieser reagiert mit dem restlichen Ammoniumnitrat zu Stickstoff, der entweicht, und Sauerstoff, der durch die Zinkionen gebunden wird.

<Cl^- >

NH₄NO3 (s) N₂O_(g) + 2 H₂O_(g) H = -124,1 kJ/ mol

NH₄NO_{3 (s)} N_2(g) + 1/2 O_2(g) + 2 H₂O_(g)

Die Feuererscheinung halt wohl primär mit den gebildeten Gasmengen und der heftigen Reaktion von Zink mit Sauerstoff zu tun.

Bis jetzt habe ich mich ausschließlich mit thermischen, thermodynamischen Energieaspekten und mit der Entropie beschäftigt.

Reaktionen, die zustande kommen, da sie entropisch begünstigt sind, obwohl keine Energie in Form von Wärme frei wird, wurden behandelt.

Aber auch Reaktionen, bei denen die Entropie (Unordnung) abnimmt, können freiwillig ablaufen, obwohl zudem keine messbare Wärme abgegeben wird. Teilchen, die in Bewegung sind, wie eingangs das Wasser oder der Wind, besitzen ebenfalls Energie – die Bewegungs- oder

kinetische Energie

Dies kann besonders gut an Gasen demonstriert werden.

Wenn man in ein waagerecht eingespanntes Glasrohr in das eine Ende einen Wattebausch mit konzentrierter Ammoniaklösung und in das andere Ende einen Wattebausch mit konzentrierter Salzsäure gibt, erscheint nach kurzer Zeit in der Nähe der Salzsäure ein weißer Ring aus Ammoniumchlorid. Die beiden Substanzen reagieren zu Ammoniumchlorid in einer Säure/Base-Reaktion nach Bröenstedt. Das Reaktionsgefäß bleibt kühl und aus den Gasen entsteht ein fein verteilter Feststoff. Es wird keine Wärme frei und die Unordnung nimmt ab???

Und trotzdem kommt es schon bei geringsten Mengen von Salzsäure und Ammoniak zu einer sichtbaren, im Labor oft lästigen Reaktion.

Ammoniak und Salzsäure haben bei Raumtemperatur einen hohen Dampfdruck, was heißt, dass die Wärme im Zimmer ausreicht, um Teilchen aus der Flüssigkeit in den Gaszustand zu überführen. Je wärmer es im Raum ist, desto schneller bewegen sich die Gasteilchen, sie überführen die Wärme in Bewegung und transportieren damit die Energie.

NH₄NO_{3 (s)} + Zn(s) N_2(g) + ZnO_(s) + 2 H₂O_(g)

-3 +5 0 Eis 0 +2

Diese Bewegungsenergie reicht aus, um bei einer Kollision zweier Teilchen eine Reaktion herbeizuführen. Es entsteht Ammoniumchlorid.

Doch warum bildet sich der Ring in der Nähe der Salzsäure?

Betrachtet man die molaren Massen der beiden Substanzen, stellt man schnell fest, das ein Ammoniak-Molekül viel leichter ist, als ein Salzsäure- Molekül. Es muss viel weniger Energie aufgewendet werden, um ein Ammoniak-Molekül zu bewegen. Vergleichbar ist diese Annahme mit dem Schlagball. Einen leichterer Ball lässt sich einfacher weit werfen, als ein sehr schwerer. Da jedoch die gleiche Menge an Energie für beide Substanzen zur Verfügung steht, bewegen sich die Ammoniakteilchen um ein Vielfaches schneller, als die Salzsäure-Moleküle.

Zusammenfassend kann man also sagen, dass die Energie zunächst in verschiedenen Formen auftritt, die sich ineinander umwandeln lassen. Wäre dies nicht der Fall, könnten die wichtigen Reaktionen, ob der Stoffwechsel der Pflanze oder der des Menschen und die notwendigen Abläufe auf der Erde nicht stattfinden. Anhand der Betrachtungen, lassen sich notwendige Schlüsse über chemische Reaktionen ziehen. Nur mit Hilfe der Gesetze der Thermodynamik und der Kinetik gelingt die Forschung, die uns die zukünftige Versorgung mit Energie und somit das Leben auf der Erde ermöglicht.

Bei allen Betrachtungen , muss man sich klar machen, dass in kommender Zeit, nach Leerung der Ölreserven und Verschmutzung der Umwelt, die Sonne die wichtigste Energiequelle sein wird/ist, da sich letztendlich wirklich alles bewegt, weil sie scheint.

Grahamsches Gesetz:

Die Zeit, in der ein Gasmolekül eine bestimmte Strecke zurücklegt, ist proportional zur Quadrat- Wurzel seiner molaren Masse M.

t_Diff = M^1/2

Zur Schulrelevanz

des Themas Energie kann man abschließend noch den Aufbau des Lehrplans der Chemie betrachten.

Dort ist für die Jahrgangsstufe 13 die Analyse von Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen vorgesehen, sowie die Begrifflichkeiten Enthalpie und Entropie.

Die „Energiepädagogik“ beschäftigt sich außerdem mit der Lehre vom bewussten Umgang mit „Energien“, mit Rohstoffen zur Energiegewinnung, erneuerbaren Energien und Alternativen zur Kernenergie.

Mit schönen Versuchen, die den Schüler motivieren und begeistern, kann man also auch ein relativ trockenes Thema gut in den Unterricht einbinden.

4. Experimenteller Teil

Versuch 1

„Hier verbrennt Geld“ - Bestimmung des Heizwertes von Holzkohle

Material:

Selbst gebautes Bombenkalorimeter (offen) mit Zubehör, Netzgerät, Stromstärkemessgerät, Magnetrührer, 2 Krokodilklemmen, 3 Kabel, Kontaktthermometer (digital), Pinzette, Bombenhalterung, Druckminderer, PVC-Schlauch, Blasenzähler, Waage, Spatel, Trockenschrank, Uhrglas, Stoppuhr (siehe auch LFB)

Chemikalien:

Holzkohle, Sauerstoff, Wasser O2: R8, S17 O: Brandfördernd

Entsorgung:

Verbrennungsgase in den Abzug leiten. Restliche Kohle und Verbrennungsrückstand werden trocken in die Feststofftonne gegeben.

Durchführung:

Alles wird unter einem guten Abzug aufgebaut.

Die Bestandteile des Kalorimeters, die mit Wasser in Berührung kommen und das Quarzschälchen werden gewogen, die Massen notiert und die nötigen Größen, wie die Wärmekapazität berechnet. (siehe Arbeitsblatt) Nach Anbringen des Zünddrahtes, wird eine trockene(!) Probe der Holzkohle (0,4-0,5 g) so im Quarzschälchen positioniert, dass sie vom Draht berührt wird. Das Kalorimeter wird zusammengebaut und in die Messeinheit gestellt.

Aus einem vorher gewogenen Gefäß wird Wasser in die Messeinheit

berührt. Nachdem das Wassergefäß zurückgewogen wurde, wird die Masse des Wassers (etwa 500 – 550 g) auf dem Arbeitsblatt notiert.

Jetzt wird die Messeinheit mit dem Deckel abgedeckt, die Sauerstoffquelle und das Netzgerät angeschlossen. Auf die Kupferrohrspirale bringt man einen Schlauch an, der in eine Waschflasche (als Blasenzähler) mündet.

Das Thermometer wird durch den Styropordeckel gesteckt; es soll NUR mit dem Wasser in Berührung kommen. Zuletzt wird der Magnetrührer eingeschaltet, der unter der Messeinheit steht. Bevor gezündet wird, soll sich im gesamten System bei laufendem Sauerstoffstrom die Temperatur ausgeglichen haben. Die Probe wird nun durch langsames Steigern der Spannung gezündet. Nach der Zündung wird diese sofort ausgestellt. Die Sauerstoffzufuhr ist dann optimal, wenn die Probe langsam abbrennt. Alle 30 Sekunden wird die Temperatur des Wassers gemessen und notiert. Nach dem Erlöschen der Flamme wird gemessen, bis die Temperatur erst mal wieder absinkt. Am Ende wird die Restprobe im Quarzschälchen und eventueller Ruß zurückgewogen. Die Werte werden auf dem Arbeitsblatt eingetragen und die, für die Auswertung benötigten Größen berechnet.

Beobachtung:

Die Kohle zündet im Sauerstoffstrom augenblicklich und verbrennt nahezu vollständig. Die Temperatur steigt, in Abhängigkeit von der Masse der Kohle, um 4-5 °C und fällt kurz nach Erlischen der Flamme wieder ab.

Auswertung:

Aus der Anfangstemperatur und der maximalen Temperatur wird T bestimmt. Nach Ermittlung der tatsächlich verbrannten Masse in Milligramm, kann mit den Daten auf dem Arbeitsblatt der Heizwert bestimmt werden.

(siehe Arbeitsblatt) Der bestimmte Wert weicht meist nur zu wenigen Prozenten vom theoretischen Wert ab. Erfahrungsgemäß liegt diese Abweichung an der Isolierung der Messeinheit. Die Kohle verbrennt nahezu vollständig, wenn sie trocken genug ist, daher ist es meist nicht nötig den Rest zu wiegen. Führt man den Versuch oft genug durch, kann man den

Fehler theoretisch in die Berechnungen einbringen. Energetische Betrachtungen zum Bombenkalorimeter siehe Seite 13 – 18.

Versuch 2

„Eine erwärmende Erkenntnis & eine eiskalte Tatsache“ - Thermoskopie

Material:

2 Thermoskope, 2 Wassersäulen mit Skala, 3 Spatel, Spritzflasche, 2 Wäscheklammern, 2 Markierungsschilder, Stativmaterial, Becherglas, Holzbrett, Gewichte (bis zu 500 g)

Chemikalien:

Wasser, Lebensmittelfarbe (blau und rot), Calciumoxid in Stücken, Bariumhydroxid Octahydrat, Ammoniumthiocyanat

CaO: R 34, S 26 – 36 C: Ätzend

Ba(OH)2: R 20/22, S 28 C: Ätzend, T: Giftig NH4SCN: R 20/21/22 – 32, S 2 –13 Xi: Reizend

Entsorgung:

Restliches Calciumoxid gelangt trocken in die Feststofftonne, entstandenes Calciumhydroxid wird flüssig neutralisiert und kann in großer Verdünnung in den Abguss gegeben werden.

Restliches Bariumhydroxidoctahydrat entsorgt man neutral und mit löslichen Sulfaten versetzt in den Schwermetallabfällen. Das Reaktionsprodukt (Lösung), das Thiocyanat-Ionen enthält, gelangt leicht alkalisch, mit Eisen- (II)- und Eisen-(III)- Ionen versetzt, in die gesonderten Cyanid-Abfälle.

Durchführung:

In das Reaktionsrohr des Thermoskops gibt man ca. 15 g Calciumoxid in Stücken. Die Stücke sollten sehr locker gepackt werden, sodass das Wasser sich gut verteilen kann. Das Thermoskop wird mit der Wassersäule verbunden, die rot gefärbtes Wasser enthält. Durch das Verbinden drängt man die Wassersäule bereits ein wenig in eine Richtung, daher wird der Wasserstand mit einer Markierung versehen.

Nun füllt man etwa 20 mL Wasser auf das Calciumoxid und beobachtet den Wasserstand.

In ein zweites Reaktionsrohr werden 5 g Bariumhydroxid und dieselbe Menge frisches Ammoniumthiocyanat gegeben. Wie zuvor wurde eine skalierte Wassersäule angeschlossen, bei der der Wasserstand auf dieselbe Weise markiert wurde. Das Wasser wird blau gefärbt.

Wieder wird der Wasserstand beobachtet.

In einem Zusatzversuch gibt man 5 g Bariumhydroxid und 5 g Ammoniumthiocyanat in ein Becherglas, welches auf einem befeuchteten Holzbrett steht. Die Stoffe werden mit einem Glasstab vermischt. Kurz darauf hebt man das Becherglas hoch.

Beobachtung:

Bei Reaktion 1 wird die Wassersäule vom Reaktionsrohr weg gedrückt. Das mit Wasser benetzte Calciumoxid nimmt ein größeres Volumen ein und verändert seine Konsistenz, es bleibt jedoch nach wie vor ein Feststoff.

Bei Reaktion 2 wird die Wassersäule in Richtung Reaktionsrohr gesogen.

Die beiden Feststoffe verflüssigen sich, es riecht nach Ammoniak.

Das Becherglas friert nach der Reaktion am Holzbrett fest, sodass man es sogar hochheben kann. Die Temperatur liegt bei ca. –18°C.

Auswertung:

Bei der Reaktion von Calciumhydroxid mit Wasser wird Wärme frei. Die umgebende Luft erwärmt sich und dehnt sich aus. Der Überdruck wird durch die Verschiebung der Wassersäule ausgeglichen.

CaO(s) + H2O Ca(OH)2 (aq/s) H < 0

Die Reaktion gehorcht einer Lewis-Säure/Base-Reaktion:

O^2- + H2O 2 OH^-

Die Löslichkeit von Calciumhydroxid nimmt mit steigender Temperatur ab, sodass es während der obigen Reaktion ausgeschieden wird. Lösen und das Kristallgitter zerstören kostet Energie, der umgekehrte Prozess jedoch bringt einen Energiegewinn, der als Wärme frei wird.

Während oben Wärme frei wird, kühlt sich die umgebende Luft bei der zweiten Reaktion ab und wird komprimiert, wobei ein Unterdruck entsteht, der das Wasser ansaugt.

Der zunächst feste Stoff verflüssigt sich, es entsteht Wasser.

Die Reaktion verbraucht soviel Wärme, dass ein Becherglas an einem Holzbrett festfriert. Um dies noch eindrucksvoller zu demonstrieren, stellt man zusätzliche Gewichte auf das Brett. Diese Reaktion wird entropisch gesteuert, da sich die Komponenten nach der Reaktion in einer größeren Unordnung befinden, als davor. Auch die Kinetik, also die Geschwindigkeit der Reaktion spielt eine Rolle, da das gebildete Ammoniakgas schnell entweicht und die Reaktion auf die Seite der Gasbildung gezwungen wird.

(Vgl. Öffnen einer Mineralwasserflasche) Das Lösen von Feststoffen, wie es hier geschieht erfordert zudem zusätzliche Energie. Die Reaktion verläuft in allen Details endotherm, aber auch exergonisch.

Ba(OH)₂^. 8 H₂O _(s) + 2 NH₄SCN _(s)+ Wärme 2 NH_{3 (g)} + Ba²⁺_(aq) + 2 SCN^-_(aq) + 10 H₂O_(l)

Versuch 3

„Wenn die Exothermie versagt“ - Kaliumnitrat als Oxidationsmittel

Material:

Schwer schmelzbares Reagenzglas, Stativmaterial, Spatel, Brenner, lange Pinzette, Drahtnetz

Chemikalien:

Kaliumnitrat (Salpeter), Holzkohle (trocken) KNO3: R 8, S 16 – 41 O: Brandfördernd

Entsorgung:

Die erstarrte und kalte Schmelze wird samt Reagenzglas in die Feststofftonne entsorgt.

Durchführung:

Alles wird unter einem gut ziehenden Abzug aufgebaut.

Das Reagenzglas wird etwa 2-3 cm hoch mit Kaliumnitrat (Feststoff) gefüllt und leicht schräg am Stativ befestigt. Mit dem Brenner erhitzt man den Feststoff, bis eine Schmelze entsteht, in der man Blasen erkennen kann.

Sobald die ersten Blasen aufsteigen, gibt man mit einer Pinzette ein kleines Stück trockene Holzkohle (alternativ einen hölzernen Schaschlikspieß) hinein.

Beobachtung:

Nachdem der ganze Feststoff als Schmelze vorliegt, steigen erste Blasen auf. Gibt man die Kohle in die Schmelze, verbrennt sie unter heftigem Funkenschlag und mit laut hörbaren Verpuffungen. Die Kohle „tanzt“

regelrecht auf der Schmelze.

Auswertung:

Beim Erhitzen des Nitrates wird Sauerstoff abgespalten, der als Blasen in der Schmelze zu sehen ist. Das Nitrat wird gemäß folgender Reaktionsgleichung zum Nitrit zersetzt:

Der entstehende Sauerstoff reagiert mit der Holzkohle bei den gegebenen Temperaturen heftig. Die Holzkohle (C) wird durch den Sauerstoff oxidiert.

Da die Reaktion im zweiten Schritt (Verbrennung von Kohlenstoff) mehr Energie freisetzt, als im ersten Schritt hinein gesteckt wurde, wird die Reaktionsenthalpie der Gesamtreaktion negativ. Die Energie, die durch die Brennerhitze erzeugt wurde, nennt man hier Aktivierungsenergie. Weitere Erläuterungen siehe Seite 22-23.

Versuch 4

„Kalte Aktivierungsenergie?“ – Komproportionierung von Ammoniumnitrat

Material:

Drahtnetz, Mörser und Pistill, Pulverschüttelflasche, Spatel

Chemikalien:

Ammoniumnitrat, Ammoniumchlorid, Strontium- oder Bariumnitrat, Zinkstaub NH4NO3: R 8 –9, S 15 –16 –41 O: Brandfördernd

NH4Cl: R 22-26, S 22 Xn: Gesundheitsschädlich 2 KNO_3(s) 2 KNO_2(l) + O_2(g)

2 KNO_3(l) + C_(s) 2 KNO_2(l) + CO_2(g)

Zn: R 15-17, S 7/8-43

Entsorgung:

Der entstandene Feststoff (Zinkoxid) wird ausgekühlt in die Feststofftonne entsorgt. Die Mischung nur so ansetzen, dass direkt alles verbraucht wird!!!

Nichts aufheben!!!

Das Gemisch niemals zusammen verreiben!!!

Durchführung:

Der Versuch wird unter einem gut ziehenden Abzug durchgeführt.

Die Substanzen sind bei Bedarf gesondert zu mörsern. Niemals zusammen unter Druck verreiben!!! Zunächst werden 4 g Ammoniumnitrat, 1 g Ammoniumchlorid und 1 g Barium- oder Strontiumnitrat in einer Pulverflasche schüttelnd gemischt. Diese Mischung wird mit 4 g Zinkstaub vermengt und in einem kleinen Kegel auf ein Drahtnetz aufgebracht. Nun kann man wahlweise ein Stück Eis oder ein paar Tropfen Wasser auf das Gemenge geben. Der Abzug wird geschlossen. Abstand halten!!!

Beobachtung:

Der Feststoff ist zunächst weis, durch das Zinkpulver schließlich grau gefärbt. Gibt man den Eiskristall auf den Kegel, entzündet der sich rasch und unerwartet heftig. Übrig bleibt ein schmutzig gelber Feststoff.

Auswertung:

Die Reaktion ist noch nicht in allen Details geklärt, es existieren jedoch verschiedene Erklärungsansätze. Das Eis stellt beim Schmelzvorgang die Elektrolytlösung da, sodass die verschiedenen Redox-Reaktionen stattfinden können. Zink gibt in leicht saurer Lösung gerne Elektronen ab.

(E°25°C = -0,7627 V für Zn Zn²⁺ + 2e^-)

Die leicht saure Wirkung der Lösung beruht auf den enthaltenen Ammoniumionen:

NH4+

(aq) + H2O NH3(aq) + H3O⁺ (aq)

Es wird vermutet, dass die Elektronen, die vom Zink abgegeben werden, ein Proton des Ammoniumions zu nascierendem Wasserstoff reduzieren:

NH4+

(aq) + Zn (s) 2 NH3 (aq) + Zn²⁺(aq) + 2 H

ּ

Dieser nascierende Wasserstoff und auch das Zink agitieren als adäquate Reduktionsmittel statt der Brennerflamme, die bei der Komproportionierung von trockenem Ammoniumnitrat zu Lachgas eine Rolle spielt:

NH4 NO3 (s) N2O (g) + 2 H2O (g)

Erhitzt man feuchtes, chloridhaltiges Ammoniumnitrat, so erhält man Distickstoff, Disauerstoff und Wasser:

NH4 NO3 (s) N2 (g) + O2 (g) + 2 H2O (g)

Der entstehende Disauerstoff verbindet sich in der Reaktion mit den Zink-(II)- Ionen zu Zinkoxid, welches als Feststoff übrig bleibt:

NH4 NO3 (s) + Zn (s) N2 (g) + ZnO (s) + 2 H2O (g)

Die Feuererscheinung basiert wohl auf der starken Gasentwicklung und der heftigen Reaktion von Zink mit Sauerstoff. Die Erdalkalisalzzusätze dienen lediglich dem Farbeffekt. Bariumsalze verbrennen mit grüner, Strontiumsalze mit roter Flamme.

Versuch 5

„Die Kleinen werden die Ersten sein“ – Reaktion von Salzsäure mit Ammoniak

Material:

40 cm langes Glührohr aus Glas, Watte, 2 Spitzen mit Kanülen, zwei Gummistopfen, schwarzer Karton (als Hintergrund), Stativmaterial

Chemikalien:

Konzentrierte Salzsäure (ca. 38%), konzentrierte Ammoniaklösung (ca.

25%), Wasser

HCl(aq): R 34 –37, S 2 – 26 C: Ätzend NH3 (aq): R 36/37/38, S 2 – 26 Xi: Reizend

Entsorgung:

Die Watte, die mit der Säure, bzw., dem Ammoniak kontaminiert wurde, wird in einem Becherglas mit Wasser aufgeschlämmt. Das Wasser wird neutralisiert und im Abguss entsorgt. Die Watte gelangt trocken in den Hausmüll. Das Reaktionsrohr wird mit heißem Wasser ebenfalls in das Becherglas ausgespült, getrocknet und wieder verwendet.

Durchführung:

Das Reaktionsrohr (Glührohr) wird waagerecht am Stativ befestigt, rechts und links locker mit Watte versehen und mit Gummistopfen jeweils verschlossen. In die Spritzen zieht man einmal 5 mL konzentrierte Salzsäure und einmal 5 mL konzentrierte Ammoniaklösung auf. Die Spritzen werden mit einer Kanüle versehen und in die Stopfen gesteckt, sodass sie in die Watte hineinreichen. Zwischen den Wattebäuschen sollte ein Abstand von nicht mehr als 30 cm bestehen. Die Watte wird nun gleichzeitig mit den beiden Chemikalien getränkt. Um das Ergebnis besser sichtbar zu machen, wird ein schwarzer Hintergrund angebracht.

Beobachtung:

Die beiden Flüssigkeiten befinden sich zunächst unsichtbar in der Watte. Es bildet sich nach ca. 3 Minuten ein weißer Ring in der Nähe der Salzsäure.

Der Ring wird zu einem schmierigen Feststoff.

Auswertung:

Die beiden Flüssigkeiten haben bei Raumtemperatur einen relativ hohen Dampfdruck, der ausreicht um die intensiven Gerüche von Salzsäure und Ammoniaklösung schon aus der Entfernung wahrzunehmen.

Reiner Ammoniak hat seinen Siedepunkt bei –33,41 °C, so ist er bei Raumtemperatur gasförmig und die Moleküle werden stark beschleunigt.

Reiner Chlorwasserstoff (HCl) hat einen Siedepunkt von –84,9 °C und ist dementsprechend bei Zimmertemperatur ebenfalls ein Gas. Auch die Chlorwasserstoff – Moleküle haben bei ca. 20 °C eine hohe Geschwindigkeit.

Diese Beschleunigung der Moleküle reicht aus, um eine Reaktion herbei zuführen. Nach der Stoßtheorie treten zwei Moleküle in Reaktion, wenn ihre Bewegungsenergie groß genug ist. Dies ist hier der Fall. Die Säure/Base- Reaktion findet statt, obwohl die Unordnung (Entropie) abnimmt, da ein Feststoff entsteht. Die Substanzen holen sich die Energie aus der Umgebung.

Die Reaktion findet in der Nähe der Salzsäure statt, da sich die kleineren, leichteren Ammoniakmoleküle schneller bewegen, als der schwerere Chlorwasserstoff.

Grahamsches Gesetz:

Die Zeit, in der ein Gasmolekül eine bestimmte Strecke zurücklegt, ist proportional zur Quadrat- Wurzel seiner molaren Masse M.

t_Diff = M^1/2

5. Literatur:

Mortimer, C.E.: Chemie, 6. Aufl., Georg Thieme Verlag, Stuttgart/New York 1996

Aktkins, P.W.: Einführung in die physikalische Chemie, VCH, Weinheim 1993

Gerstner, E.: Skriptum zum anorganisch-chemischen Praktikum, 3. Aufl., Marburg 2003

Kein Autor: Wie? Warum? Weshalb?, Das Beste Verlag, Stuttgart, Zürich, Wien

Merten, F: Der Chemielaborant Teil 2, Gebrüder Jänecke Verlag, Hannover 1967

Walch, D: Alles klar! Wetter verstehen, 2. Aufl., BLV, München, Wien, Zürich 2005

Roesky, H.W.,

Möckel, K: Chemische Kabinettstücke, 2. Aufl, VCH, Weinheim 1996

Aurich, H.G.,

P. Rinze: Chemisches Praktikum für Mediziner, 5. Aufl., Teubner Verlag, Stuttgart, Leipzig, Wiesbaden 2001

Hollemann, A.F.,

Wiberg, E.: Lehrbuch der anorganischen Chemie, 56. Aufl., Walter de Gruyter & CO., Berlin 1960

Riedel, E.: Anorganische Chemie, 5. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin/New

York 2002 Küster, F.W.,

Thiel, A.: Rechentafeln für die chemische Analytik, 105. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin/New York 2002

Schwedt, G.: Experimente mit Supermarktprodukte, 2. Aufl., Wiley VCH,

Weinheim 2003

Fluck, E.,

Mahr, C.: Anorganisches Grundpraktikum, 6. Aufl., VCH, Weinheim 1985