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4. Woche Energetik - Fachdidaktik Chemie

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Institut für
Anorganische Chemie/Materialchemie
Fachdidaktik
Chemie
4. Woche
Energetik
Inhaltsverzeichnis
Seite
4.1.
Endotherme und exotherme Vorgänge
2
4.2.
Exotherme chemische Reaktionen
4
4.3.
Endotherme chemische Reaktionen und Entropie
6
4.4.
Aktivierungsenergie
8
4.5.
Kalorimetrie
11
4.6.
Verdampfungswärme
15
4.7.
Chemolumineszenz
17
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4.1. Endotherme und exotherme Vorgänge
Theorie
Im Prinzip sind alle chemisch-physikalischen Prozesse mit einem Wärmeumsatz verbunden,
d.h. Wärme wird dabei frei oder aufgenommen. Bei konstantem Druck entspricht dies der
Prozessenthalpie. Je nach Art des Prozesses spricht man dann von Mischungs-, Lösungs-,
Reaktionsenthalpie, etc.. Bei positiver Prozessenthalpie wird vom System Energie in Form
von Wärme aus der Umgebung aufgenommen - Abkühlung ist die Folge (endotherme
Reaktion). Bei negativer Prozessenthalpie wird vom System Energie als Wärme an die
Umgebung abgegeben - Erwärmung ist die Folge (exotherme Reaktion). Diese Wärmeumsätze können als Temperaturänderungen festgestellt werden.
Praktische Anwendung finden endotherme und exotherme Vorgänge in Kältepackungen (cold
packs) und Wärmekissen. Kältepackungen werden z.B. zur Akutbehandlung von
Sportverletzungen verwendet. Mehrere Produkte (z.B. von CRYOS) nutzen den endothermen
Lösungsvorgang von Ammoniumnitrat in Wasser aus, natürlich ist diese Kältepackung nur
einmal verwendbar.
Regenerierbare Wärmekissen enthalten z.B. Natriumacetat-trihydrat (CH3COONa  3H2O)
von dem in der Wärme eine Lösung hergestellt wird (in 50 mL Wasser sind bis zu 500 g des
Salzes löslich!). Beim Abkühlen erhält man eine metastabile, übersättigte Lösung, die in der
Packung über Monate haltbar ist. Durch das Knicken eines mitverpackten Metallplättchens
oder auch starke Erschütterung beginnt das Salz auszukristallisieren – die Kristallisationswärme wird frei. Zur Regeneration wird die Mischung erhitzt und das Natriumacetat geht
wieder in Lösung usw. Einweg-Handwärmer enthalten u.a. Eisenpulver, Kochsalz und
Wasser in einem schwach luftdurchlässigen Beutel. Bei der langsamen Oxidation des Eisens
mit Sauerstoff wird Reaktionswärme frei. Am Markt sind auch „Taschenöfen“, wo ein
Kohlestab langsam verbrennt.
Didaktische Hinweise
Die Begriffe exotherm und endotherm lassen sich gut anhand eines Zeit-EnthalpieDiagrammes für eine Reaktion veranschaulichen. Dabei kann auch gleich der Begriff der
Aktivierungsenthalpie eingeführt werden.
Der Alltagsbezug der Experimente besteht durch die angegebenen Anwendungen. Es ist
empfehlenswert, mit den Bechergläsern durch die Reihen in der Klasse zu gehen und die
Schüler die Temperaturänderung fühlen zu lassen, damit auch der Tastsinn angesprochen
wird. Das Experiment eignet sich auch als Schülerversuch.
Geräte
 Reagenzgläser
 Thermofühler
Chemikalien
 Ammoniumnitrat NH4NO3 oder Kaliumnitrat KNO3
 Natriumhydroxid NaOH oder Kaliumhydroxid KOH
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Versuchsablauf
Je eine Spatel der angegebenen Stoffe werden in einem Reagenzglas in ca. 5 mL Wasser
(muss auf Raumtemperatur sein) gelöst. Das Ansteigen bzw. Absinken der Temperatur wird
mit einem Thermofühler verfolgt.
ACHTUNG: Im Schülerversuch die Konzentration der Lauge möglichst gering halten!
Entsorgung
 Ammoniumnitrat – im Abfluss
 Kaliumnitrat – im Abfluss
 Natriumhydroxid – im Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Kaliumhydroxid – im Abfluss, mit Wasser nachspülen
Sicherheitshinweise
Ammoniumnitrat
Kaliumnitrat
Natriumhydroxid
Kaliumhydroxid
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4.2. Exotherme chemische Reaktionen
Theorie
Siehe 4.1.
Didaktische Hinweise
Die Reduktion von Kupferchlorid mit Zink stellt auch ein Beispiel für eine Redoxreaktion
dar. Die Reaktion startet sofort, es ist keine weitere Energiezufuhr notwendig.
Die Umsetzung von Eisen mit Schwefel ist ein klassischer Versuch, der den Unterschied
zwischen Gemenge (Fe/S, trennbar z.B. mit Permanentmagnet) und Verbindung (FeS, auf
physikalischem Weg nicht trennbar) verdeutlicht. Bei gleicher Stoffmenge ist der Schwefel
voluminöser, das Eisen hat jedoch die größere Masse. Hier können Fragen der Dichte und der
relativen Atommasse diskutiert werden.
Geräte
 Thermofühler
 dickwandige Porzellanschale
 Reagenzglas (Duran)
 Teclubrenner
 Stabmagnet
Chemikalien
 Kupferchlorid CuCl2.2 H2O
 Zinkpulver
 Eisenpulver
 Schwefel
Versuchsablauf
CuCl2 + Zn
ZnCl2 + Cu
Man verrührt Zink und Kupferchlorid zu gleichen Teilen in einer dickwandigen Schale und
beobachtet die Temperaturveränderung.
Fe + S
FeS
Das Gemisch im Reagenzglas wird oben mit harter Brennerflamme erhitzt, bis es zündet.
Dann werden die folgende Reaktion und der Verlauf der reaktiven Zone beobachtet, ohne
weiter zu erhitzen. Diese Synthese ist auch ein Beispiel für einen SHS-Prozess (Self Heating
Synthesis). Mit dem Permanentmagneten kann gezeigt werden, dass das entstandene FeS
nicht mehr ferromagnetisch ist.
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Entsorgung
 Kupferchlorid – anorganische Abfälle mit Schwermetallen
 Zink – anorganische Abfälle mit Schwermetallen
Sicherheitshinweise
Kupferchlorid
Zink
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4.3. Endotherme chemische Reaktionen und Entropie
Theorie
Siehe auch 4.1.
Es gibt endotherme Reaktionen, die freiwillig ablaufen. Maßgeblich dafür, ob eine Reaktion
freiwillig abläuft oder nicht, ist also nicht alleine die Reaktionsenthalpie – zusätzlich muss
auch die Reaktionsentropie berücksichtigt werden. Die Größe, die beide Faktoren
zusammenfasst ist die Gibbs’sche Reaktionsenergie oder Freie Reaktionsenthalpie G.
Nach der Gibbs-Helmholtz-Gleichung besteht folgender Zusammenhang:
G = H – TS.
Ist G negativ, so verläuft die Reaktion in der angegebenen Richtung freiwillig, ist G
positiv, so läuft die Reaktion nicht ab.
Didaktische Hinweise
Diese Beispiele mit endothermer Reaktionsenthalpie eignen sich zur experimentellen
Einführung des Begriffes der Entropie. Man beachte, dass beim 1. Beispiel laut
Reaktionsgleichung aus zwei Feststoffen gasförmiges NH3 und flüssiges H2O entstehen. Die
„Unbestimmtheit“ und damit die Entropie des Systems steigt (S ist positiv). Gemäß der
Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann daher (speziell bei höheren Temperaturen) trotz
endothermer Reaktion (H positiv) die Gibbs’sche Reaktionsenergie G negativ sein und die
Reaktion freiwillig ablaufen.
Geräte
 Bechergläser
 Glasstab
 Waage
 Thermofühler
 feuchtes Holzbrettchen
 Reibschale mit Pistill
Chemikalien
 Ammoniumthiocyanat NH4SCN
 Bariumhydroxid-octahydrat Ba(OH)2 · 8 H2O
 Citronensäure C6H8O7
 Natriumcarbonat-decahydrat Na2CO3 · 10 H2O
Versuchsablauf
Ba(OH)2· 8 H2O + 2 NH4SCN
Ba(SCN)2 + 2 NH3 + 10 H2O
Ammoniumthiocyanat wird mit einem nicht metallischen Spatel entnommen und in einer
sauberen Reibschale zerrieben. Man füllt 5 g davon in ein Becherglas, gibt 15 g
Bariumhydroxid-octahydrat hinzu. Das Becherglas stellt man nun auf das feuchte Brettchen
und verrührt die Mischung mit einem Glasstab. Nach ca. 1 Minute hebt man das Becherglas
an. Man beachte auch den Geruch nach Ammoniak.
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Endotherme chemische Reaktion
2 C6H8O7 + 3 Na2CO3· 10 H2O
2 C6H5O7Na3 + 3 CO2 + 33 H2O
Man verrührt 3,8 g Citronensäure mit 8,4 g Natriumcarbonat-decahydrat in einem Becherglas
und misst anschließend die Temperatur.
Entsorgung
 Ammoniumthiocyanat – im Abfluss
 Bariumhydroxid-octahydrat – anorganische Abfälle mit Schwermetallen
 Natriumcarbonat – im Abfluss
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Sicherheitshinweise
Ammoniumthiocyanat
Bariumhydroxidoctahydrat
Natriumcarbonat
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4.4. Aktivierungsenergie
Theorie
Unter der Aktivierungsenergie versteht man die Differenz zwischen dem Energiegehalt des
Übergangszustandes (aktivierter Komplex) einer Reaktion und dem Energiegehalt der
Ausgangsstoffe. Sie ist sowohl für endotherme als auch für exotherme Reaktionen definiert.
Ein Katalysator ändert nichts am Energiegehalt von Ausgangs- und Endstoffen, verringert
aber die Aktivierungsenergie. Die Geschwindigkeitskonstante k einer Reaktion hängt
wiederum mit der Aktivierungsenergie Ea zusammen (Arrhenius-Gleichung):
k = A · exp(-Ea / RT)
Didaktische Hinweise
Im Prinzip können alle Reaktionen, die zwar ohne Zufuhr von Energie ablaufen (G < 0),
aber aktiviert („gezündet“) werden müssen, als Beispiel dienen. Hier sind die Herstellung von
FeS bzw. ZnS aus den Elementen oder die Thermitreaktion zu erwähnen. Ein weiteres
einfaches Experiment zum Thema: Ein Blatt Papier verbrennt erst, wenn man die
Aktivierungsenergie, z.B. mit einer Flamme, zuführt.
Der unten beschriebene Versuch kann neben der Einführung des Begriffes der
Aktivierungsenergie auch als Schauversuch eingesetzt werden (Tag der offenen Tür, etc.). Es
bietet sich auch an, auf Aspekte der Reaktionsgeschwindigkeit einzugehen (Zinkstaub →
große Oberfläche!). Interessant ist weiters, dass Wasser hier zum „Zünden“ dient! Bei diesem
Versuch bewirkt die saure Lösung von NH4Cl in Wasser, dass die Oberfläche des Zinks lokal
blank geätzt wird und an diesen Stellen die Oxidationsreaktion einsetzen kann.
Anhand eines Zeit-Enthalpie-Diagrammes für eine Reaktion kann man den Begriff der
Aktivierungsenthalpie graphisch veranschaulichen.
Geräte
 feuerfeste Unterlage
 Reibschale
 2 Probengläser
 Blatt Papier
Chemikalien
 Ammoniumnitrat NH4NO3
 Ammoniumchlorid NH4Cl
 Kaliumnitrat KNO3
 Zinkpulver
 etwas Wasser oder ein Eiswürfel
Versuchsablauf
Zinkvulkan
4 g NH4NO3, 1 g NH4Cl und 0,5 g KNO3 werden abgewogen und in ein kleines,
verschließbares Probenglas gegeben. Nach dem Verschließen werden die Substanzen durch
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kräftiges Schütteln gut vermischt. 4 g Zn-Staub werden abgewogen und in ein kleines,
verschließbares Probenglas gegeben.
Zu Beginn des Versuchs wird der Inhalt des Probenglases mit den Salzen auf eine feuerfeste
Unterlage geleert. Der Zn-Staub aus dem anderen Probenglas wird dazu gegeben, die
Substanzen vorsichtig aber gründlich vermischt und zu einem Kegel geformt.
Ein paar Tropfen Wasser werden auf die Mischung (mit oder ohne Zauberspruch) gespritzt,
bzw. es wird ein kleiner Eiswürfel auf den Kegel gegeben.
Vorsicht, das Entzünden der Mischung kann manchmal 10-20 Sekunden dauern!
Verwenden feuchter Substanzen kann zur vorzeitigen Reaktion beim Durchmischen führen!
Eine zu geringe oder zu hohe Zn-Menge kann das Starten der Reaktion verhindern.
Ein Abzug oder Tischabzug sollte verwendet werden da es zu starker Rauchentwicklung
kommt. Einatmen von Metallstäuben vermeiden!
Entzünden des Zinkvulkans
Entsorgung
 Ammoniumchlorid – im Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Ammoniumnitrat – im Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Kaliumnitrat – im Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Zinkpulver – anorganische Abfälle mit Schwermetallen
Sicherheitshinweise
Ammoniumchlorid
Ammoniumnitrat
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Kaliumnitrat
Zinkpulver
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4.5. Kalorimetrie
Theorie
Kalorimetrie bedeutet die Messung von Wärme und es gibt hierfür vielfältige Methoden und
Techniken. Die im Prinzip einfachste und historisch betrachtet grundlegendste Methode ist
die adiabatische Kalorimetrie. Der Prozess verläuft in einem abgeschlossenen System, wobei
die Temperaturänderung T vom Beginn bis zum Ende des Prozesses gemessen wird. Ist die
Wärmekapazität des gesamten Systems bekannt, kann die umgesetzte Prozesswärme
berechnet werden. Findet die Messung bei konstantem Druck statt, entspricht die
Prozesswärme der Prozessenthalpie.
Jeder Phasenübergang ist mit einem Wärmeumsatz verbunden, d.h. vom System wird
Wärme abgegeben oder aufgenommen. In der Regel wird beim Übergang von einer
Tieftemperaturphase (z.B. fest) zu einer Hochtemperaturphase (z.B. flüssig) Wärme vom
System aufgenommen. Dies ist sehr gut beim Schmelzen und Verdampfen von Reinstoffen zu
beobachten. Der Schmelzprozess beginnt beim Erreichen des Schmelzpunktes mit der
Bildung einer flüssigen Phase. Nun sind flüssige und feste Phase im Gleichgewicht, bis die
feste Phase vollständig umgewandelt ist. Vom System wird während dieses Schmelzprozesses
Wärme aufgenommen – die Temperatur bleibt dabei jedoch konstant, weil die Wärme
ausschließlich zur Phasenumwandlung und nicht zu einer Temperaturerhöhung führt. Solche
Art von Wärme wird auch als „latente Wärme“ bezeichnet. Beim Erstarren bzw. beim
Verdampfen/Kondensieren oder beim Sublimieren/Resublimieren laufen analoge Prozesse ab.
Ein wichtiger Bereich der Kalorimetrie ist die Bestimmung der Reaktionsenthalpie pro mol
Formelumsatz. Als Beispiel dient hier die Reaktion Mg + 2 HCl MgCl2 + H2.
Didaktische Hinweise
Beide Versuche können als Schülerversuch durchgeführt werden. In der Schulpraxis kann
man dazu die Physik-Experimentierkästen zum Thema „Wärmelehre“ heranziehen, die an den
meisten Schulen vorhanden sind und alle nötigen Geräte enthalten. In diesem Zusammenhang
kann man auf mögliche Messfehler eingehen (systematische und statistische, letztere sollten
bei einer Mittelung über die Ergebnisse der einzelnen Schülergruppen kleiner werden).
Geräte
 Balkenwaage
 2 Bechergläser gleicher Größe
 Thermometer oder Thermofühler
 Styroporbehälter
 Dreifuß
 Teclubrenner
Chemikalien
 Wasser
 Eis
 Salz
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Versuchsablauf
Schmelzenthalpie von Eis
Im Styroporbehälter wird aus Eis und Salz ein Kältebad von ca. -5 °C hergestellt und darin
Eis in einem Becherglas aufbewahrt. Über dem Teclubrenner wird in einem anderen
Becherglas gleichen Typs Wasser erhitzt, bis es zwischen 80 und 90°C aufweist. Auf einer
Balkenwaage werden nun gleiche Massen von Eis bzw. heißem Wasser eingewogen und die
aktuelle Temperatur der beiden notiert. Nun vereinigt man Eis und heißes Wasser in einem
dritten Becherglas und misst sofort die Temperatur dieser Mischung. Aus den notierten
Temperaturwerten kann nun die Schmelzwärme von Wasser berechnet werden. Es ist
didaktisch wirkungsvoll, vorher zu zeigen, welche Temperatur sich bei der Vereinigung
gleicher Massen heißen Wassers und Schmelzwassers (mit 0 °C) ergibt.
Bestimmung der Schmelzwärme
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H S 
nl
 C p (Tl  Tm )  C p (Tm  Ts )
ns
nl  ns 
nl
1
ns
H S  C p Tl  2Tm  Ts 
Literaturwert HS = 6010 J/mol
Cp……….Wärmekapazität von Wasser
T [K]
273,15
298,15
373,15
Cp [J/(mol K)]
75,81
75,15
75,82
Mittelwert Cp = 75,59 J/mol K
Tl………..Temperatur des heißen Wassers
Ts……….Temperatur des Eises
Tm………Temperatur der Mischung
Reaktionsenthalpie von Mg + 2 H+ Mg2+ + H2
In ein Kunststoffgefäß mit etwa 150 mL Volumen werden genau 100 mL 1 M HCl gegeben.
Nun stellt man es in einen Styroporbehälter und befestigt einen Thermofühler so dass er in die
Lösung taucht. Nach einiger Zeit notiert man die konstante Temperatur vor dem Versuch und
fügt nun rasch 1-2 g Magnesiumspäne (gewogen) hinzu. Der Temperaturverlauf wird nun
beobachtet (Aufzeichnung mit Chembox bei Lehrerversuch) und die Anfangstemperatur T A
sowie das erreichte Temperaturmaximum TM notiert. Aus dem Cp-Wert des Wassers (76
J/mol K) und T = TM – TA lässt sich in guter Näherung die umgesetzte Reaktionswärme
berechnen. Man vernachlässigt dabei unter anderem, dass 1 M HCl nicht exakt den gleichen
Cp-Wert wie Wasser hat und das natürlich nicht streng adiabatisch gemessen wird.
Mit Hilfe der Stoffmenge des eingesetzten Mg (HCl liegt im Überschuss vor) lässt sich nun
die Reaktionsenthalpie pro Formelumsatz berechnen.
Der theoretische Wert für die Enthalpie dieser Reaktion beträgt –467 kJ/mol. Meist erhält
man aber aus diesem Experiment Werte von 250-300 kJ/mol, da die Wärmekapazität des
Kalorimeters nicht berücksichtigt wird.
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Bestimmung der Reaktionsenthalpie
Entsorgung
 Magnesium – getrennt von anderen Gefahrenstoffen in eigenem Behälter entsorgen
 Salzsäure – verdünnt in den Abfluss
Sicherheitshinweise
Magnesium
Salzsäure
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4.6. Verdampfungswärme
Theorie
Siehe auch 4.5.
Anhand der Verdampfungswärme von Wasser kann man auf ein weiteres wichtiges StrukturEigenschafts-Konzept in der Chemie eingehen. H2O ist ein polares und sogar ein
Dipolmolekül. Es bildet Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den O mit negativer
Partialladung und den H mit positiver Partialladung aus (Stärke der Wasserstoffbrückenbindung: ca. 20 kJ mol-1, was größenordnungsmäßig einem Zehntel der Stärke einer
kovalenten Bindung entspricht). Diese Wechselwirkungen der Moleküle führen zu einem für
das kleine Molekül recht hohen Siedepunkt und auch zur hohen Verdampfungswärme. Im
folgenden sind einige polare und unpolare Molekülverbindungen sowie ihre spezifischen
Verdampfungswärmen genannt:
Verbindung
Formel
Spezifische
Verdampfungswärme
(MJ/kg)
Wasser
H2O
2,26
Ammoniak
NH3
1,37
Benzen
C6H6
0,39
Pentan
C5H12
0,36
Didaktische Hinweise
Der Versuch ist besonders gut als Schülerversuch für die Oberstufe geeignet. In der
Schulpraxis kann man dazu die Physik-Experimentierkästen zum Thema „Wärmelehre“
heranziehen, die an den meisten Schulen vorhanden sind und alle nötigen Geräte enthalten.
Die Ergebnisse der einzelnen Schülergruppen sollten vergleichend diskutiert werden und es
kann darauf eingegangen werden, welche Messfehler auftreten. Mit der angegebenen
Methode erhält man die Verdampfungswärme bei sorgfältiger Durchführung etwa auf ±10 %
genau.
Geräte
 Waage
 Stoppuhr
 Thermometer oder Thermofühler
 Teclubrenner
 Stativmaterial
 Drahtnetz
 Becherglas 250 mL (hohe Form)
Chemikalien
 Wasser
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Versuchsablauf
Zunächst wird die Erwärmungsleistung P des Brenners ermittelt.
Dazu wiegt man 100 g Wasser in das abgewogene Becherglas ein. Man stellt es auf das
Drahtnetz, das mit einem Ring über dem Brenner platziert ist. Zur Messung der
Wassertemperatur wird das Thermometer befestigt. Nun stellt man den Brenner auf mittlere
Flamme ein und betätigt die Stoppuhr, sobald man mit dem Erhitzen des Wassers beginnt. Die
Flamme darf nicht verändert werden (Luftzug vermeiden!), um eine möglichst gleichmäßige
Erwärmung des Wassers zu gewährleisten. Das Wasser wird bis zum Sieden erwärmt und
dabei nach jeweils 1 Minute die Temperatur notiert.
Sobald der Siedepunkt erreicht ist, wird das Thermometer entfernt. Man lässt das Wasser
noch genau 4 Minuten verdampfen und dreht dann den Brenner ab. Nachdem die Anordnung
etwas abgekühlt ist, bestimmt man die Masse des verbliebenen Wassers.
Auswertung:
Ermittlung der vom Brenner pro Sekunde an das Wasser abgegebenen Energie:
P
m  c w  T
t
P...Leistung des Brenners
m...ursprüngliche Masse des Wassers (0,1 kg)
cw...spezifische Wärme des Wassers (cw = 4187 J kg-1K-1)
T...Temperaturerhöhung des Wassers in der Zeit t
t...Zeitdauer (man kann z.B. 180 s oder 240 s wählen)
Aus der Zeitdauer des Verdampfens (tv = 240 s) und der Brennerleistung ergibt sich die für
die Verdampfung insgesamt benötigte Energie:
W  P  tv
Kennt man die Masse des verdampften Wassers mv, so kann man daraus die spezifische
Verdampfungswärme Qv ermitteln:
W
Qv 
mv
Der Literaturwert für die spezifische Verdampfungswärme von Wasser beträgt 2,26 MJ kg-1.
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4.7. Chemolumineszenz
Theorie
Unter den Begriff Lumineszenz (lat. lumen = Licht) fallen alle Lichterscheinungen, deren
Emission nicht auf reiner thermischer Strahlung beruht. Während die Temperaturstrahlung auf
einem Verlust an kinetischer Energie von Atomen und Molekülen beruht, sind
Lumineszenzprozesse auf die Rückkehr angeregter Elektronen in energetisch tiefer liegende
Orbitale zurückzuführen. Da bei Lumineszenzprozessen die Temperatur deutlich unterhalb
der Temperatur des thermischen Leuchtens liegt, spricht man von kaltem Licht. Die
Anregung erfolgt bei der Chemolumineszenz durch chemische Reaktionen, meist
Oxidationsreaktionen.
Stark vereinfacht lässt sich die Luminol-Reaktion wie folgt schreiben:
Durch die Reaktion mit Wasserstoffperoxid entsteht ein 3-Aminophthalatdianion mit einer
Carboxylgruppe im angeregten Zustand. Dieses emittiert seine Anregungsenergie in Form
blauer Lichtquanten. Chemolumineszenz findet auch in Glühwürmchen statt und wird bei
„Leuchtstäben“ angewendet (durch Knicken wird eine Ampulle zerbrochen und die Licht
freisetzende chemische Reaktion gestartet).
Von Fluoreszenz spricht man, wenn die Anregung durch sichtbares Licht, ultraviolettes Licht
oder Röntgenstrahlung erfolgt und nach 10-10 bis 10-7 s die absorbierte Energie in Form von
Strahlung größerer Wellenlänge wieder abgegeben wird (Stokes’sche Regel). Ein wichtiges
Beispiel für Verbindungen, die Fluoreszenz zeigen, ist das Fluorescein. Geldscheine
(Sicherheitsmerkmal) und Textilien können mit fluoreszierenden Substanzen behandelt sein.
Angebrochene Rosskastanienzweige (enthalten Aesculin) in warmem Wasser fluoreszieren im
UV-Licht.
Beim Phänomen der Phosphoreszenz sind die energetisch angeregten Elektronenzustände
stabiler, die Emission von Strahlung erfolgt erst nach 10-3 s bis zu mehreren Stunden, es kann
also ein Nachleuchten im Dunkeln beobachtet werden. Beim weißen Phosphor kann man
Chemolumineszenz beobachten, nicht Phosphoreszenz. Angewendet wird die Phosphoreszenz
bei Uhren und diversen Kinderspielzeugen („Leuchtschwerter“ etc.).
Didaktische Hinweise
Wesentlich ist, den Begriff „kaltes Licht“ zu verstehen und die Chemoluminiszenz von der
Fluoreszenz und Phosphoreszenz unterscheiden zu können. Die Chemoluminiszenz ist ein
wichtiger Teil der Photochemie, die sich mit der Wechselwirkung von Licht und chemischen
Reaktionen beschäftigt. In der Natur tritt Chemoluminiszenz z.B. bei Glühwürmchen und
Tiefseefischen in Erscheinung. Die jedem Kind bekannten Leuchtstäbe, die nach dem
Knicken (Auslösung der chemischen Reaktion) leuchten, sind ein weiteres Beispiel für
Chemoluminiszenz.
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Geräte
 Rundkolben
 Becherglas
 Trichter (eventuell mit Glasrohrspirale)
Chemikalien
 Luminol
 Natronlauge NaOH 10 %ig
 Wasserstoffperoxid H2O2 30%ig
 Kaliumhexacyanoferrat(III) K3[Fe(CN)6]
Versuchsablauf
Lösung A: 0,1 g Luminol werden in 5 mL Natronlauge (10 %ig) gelöst und mit Wasser auf
400 mL aufgefüllt.
Lösung B: 1,5 g K3[Fe(CN)6] werden in 100 mL Wasser gelöst, 3 mL 30%ige H2O2-Lösung
zugesetzt und mit Wasser auf 400 mL aufgefüllt.
Man verdunkelt den Raum und gießt die beiden Lösungen gleichzeitig über den Trichter in
den Rundkolben, wobei die Reaktion von blauem Leuchten begleitet ist. Im Trichter legt man
einige Körnchen K3[Fe(CN)6] vor. Die Chemolumineszenz kann durch Zugabe von etwas
Natronlauge aufgefrischt werden.
Versuchsablauf
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Entsorgung
 Wasserstoffperoxid – verdünnt in den Abfluss
 Natronlauge – neutralisieren und mit viel Wasser in den Abfluss
 Kaliumhexacyanoferrat(III) – Anorganische Abfälle mit Schwermetallen
 Luminol – Organische Abfälle halogenfrei
Sicherheitshinweise
Wasserstoffperoxid
Natronlauge
Kaliumhexacyanoferrat(III)
Luminol
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