Am Donnerstag, den 15. Januar 2026, war der Chemie-LK von Frau Krumpholz im Merck-Junior Labor an der TU Darmstadt. Das Thema war Kalorimetrie – das ist die wissenschaftliche Methode zur Wärmemessung. Das bedeutet, dass wir uns mit den Energieänderungen bei Reaktionen beschäftigt haben. In Zweiergruppen haben wir selbstständig Versuche zu dem Thema durchgeführt und unsere Beobachtungen und berechneten Enthalpien verglichen.
Aufgebaut waren die meisten Versuche wie folgt: Ein Plastikbecher, der in einen Thermosbecher gestellt wurde, diente als Kalorimeter, da bei diesem Aufbau möglichst wenig Wärmeenergie “verloren” geht. Gemessen wurde die Energie mit einem Thermometer, das mit einer Anzeige verbunden war, welche die Temperatur über einen bestimmten Zeitraum (in den meisten Fällen) graphisch anzeigen konnte. Da unser selbst gebautes Kalorimeter auch Wärme aufnehmen kann, mussten wir als Vorversuch die Wärmekapazität dieses Kalorimeter bestimmen. Das taten wir, indem wir warmes Wasser (40-50 Grad Celsius) und Wasser bei Raumtemperatur mischten und die Start- und Endtemperatur zusätzlich mit der Masse von Wasser und der spezifischen Wärmekapazität des Wassers in eine Formel einsetzten, sodass wir nun endlich die Wärmekapazität unseres Kalorimeters erhielten.
Nun konnten wir mit unserem ersten Versuch starten. Hierbei bestimmten wir die Reaktionsenthalpie einer einfachen Redoxreaktion zwischen Kupferkationen und elementarem Zink. Dabei werden die Kupfer(II)-Ionen aus der Kupfersulfat-Lösung zu elementarem Kupfer reduziert und das elementare Zink aus dem Zinkpulver zu Zink-Ionen oxidiert. Gemessen wurde der Temperaturunterschied zwischen der Temperatur der Kupfersulfatlösung vor der Zugabe des Zinkpulvers und der Temperatur der Lösung nach Ablauf der Reaktion. Dieser betrug in meiner Gruppe ca. 3,6°C. Mithilfe einer sehr langen Formel konnten wir die Reaktionsenthalpie dieser Reaktion bestimmen, die bei meiner Gruppe –165kJ/mol betrug. Das bedeutet, dass pro 1 mol (also 6,022 × 10²³ Teilchen) Zink, welches mit 1 mol Kupferkationen reagiert, 165 kJ Energie in Form von Wärme freigesetzt werden.
Unser zweiter Versuch war in drei Teile aufgeteilt und befasste sich mit Lösungsenthalpien, Neutralisationsenthalpien und dem Satz von Hess. Beim ersten Teil des Versuchs haben wir die Temperaturunterschiede bei einer Neutralisationsreaktion gemessen und daraus die Neutralisationsenthalpie berechnet. Eine Neutralisationsreaktion ist eine Reaktion, bei der eine Säure und eine Base zu einem Salz und Wasser reagieren. Hierzu haben wir Salzsäure im Verhältnis 1:1 zu Natronlauge hinzugegeben und einen Temperaturunterschied von 12,6°C feststellen können. Durch Berechnung der Enthalpie mit unserer Formel erhielten wir einen Wert von –61,81 kJ/mol.
Anschließend haben wir im zweiten Teil des Versuchs die Lösungsenthalpie bei der Bildung von Natronlauge bestimmt. Das heißt, dass wir festes Natriumhydroxid in Wasser gelöst haben, wodurch Natronlauge entstanden ist. Hier betrug unsere Lösungsenthalpie -46,8 kJ/mol.
Im dritten Teil des Versuchs führten wir die ersten beiden Teile gleichzeitig durch. Dazu gaben wir das feste Natriumhydroxid direkt in die Salzsäure, wodurch Natronlauge entstand, die sofort mit der Salzsäure reagierte und neutralisiert wurde. Die Enthalpie betrug bei diesem Versuch bei meiner Gruppe –111,92 kJ/mol.
Der Satz von Hess besagt, dass die Enthalpieänderung einer chemischen Reaktion unabhängig vom Weg ist. Das bedeutet im Kontext, dass es egal ist, ob wir erst Natronlauge herstellen und sie in einem weiteren Versuch neutralisieren oder ob wir beides gleichzeitig durchführen. Daraus ergibt sich, dass die Summe der Enthalpien aus den ersten beiden Versuchsteilen die Enthalpie des dritten Versuchsteil ergeben müsste. Bei meiner Gruppe wich die addierte Enthalpie der ersten beiden Versuchsteile etwa 2,9% von dem Wert des dritten Versuchsteil ab. Eine andere Gruppe hatte sogar nur eine Abweichung von 0,5%, was sehr beeindruckend ist.
Am Ende des Vormittags haben wir noch einen dritten, alltagsnäheren Versuch durchgeführt. Ziel war es, den Brennwert von Knäckebrot festzustellen. Der Brennwert, der auf der Verpackung von Lebensmitteln angegeben ist, entspricht der Enthalpie der Verbrennung des Produktes. Dazu haben wir in zwei Gruppen versucht, möglichst 1g Knäckebrot in einem Verbrennungskalorimeter unter Zuführung von Sauerstoff zu verbrennen und wie gewohnt den Temperaturunterschied zu messen. Leider wurde dieses 1g bei einer der beiden Gruppen etwas ungenau, nachdem das Knäckebrot erst im 3. Versuch lang genug brennen wollte, um den Versuch durchführen zu können und sich ein anderes Stück Knäckebrot bereits während des Aufbaus des Versuchs in das Wasserbad des Kalorimeters verabschiedete, sodass wir etwas Knäckebrot nachlegen mussten. Bei der anderen Gruppe blieb es bei der geplanten Masse, doch ein Teil des entstehenden Gases entwich am oberen Rand des Stopfens des Kalorimeters, anstatt wie geplant durch das Kupferrohr zu strömen, um dabei das Wasser im Kalorimeter zu erwärmen. So erhielten beide Gruppen bei der Berechnung der Enthalpien Ergebnisse, die von der Angabe auf der Verpackung abwichen, dennoch war der Versuch sehr anschaulich.
Ich würde behaupten, dass dieser Tag dem gesamten Chemie-LK Spaß gemacht hat und wir einiges gelernt haben.
Vielen Dank an Frau Krumpholz, die mit uns diese Exkursion durchgeführt hat und an Frau Dr. Schmidt, die uns im Juniorlabor angeleitet hat.
Simeon Wolf