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Kristallisation am Beispiel des Handwärmers

Facharbeit (Schule) 2019 6 Seiten

Chemie - Sonstiges

Leseprobe

Kristallisation am Beispiel des Wärmekissens

Austeilen der Wärmekissen

Einführung

Im Prinzip kennen wir alle diese Handwärmer, auf die wir kurz drücken und sie werden hart und warm.

Aber warum das so ist werde ich euch heute in meiner GFS erklären.

Man könnte es sehr kurz machen, die Kristallisationswärme heizt unsere Kissen auf, denn wenn ich Kristalle schmelze, muss ich Energie zuführen und wenn die Schmelze wieder auskristallisiert, wird diese Wärme wieder frei. Aber ich denke nicht, dass Herr Kühlwein sich mit dieser Antwort zufriedengibt und ihr sicher mit dieser Erklärung die chemischen Zusammenhänge noch nicht in Einklang bringen könnt, weil wie auch im echten Leben ist das etwas komplizierter.

- Gliederung
- Kristallisation allgemein
- Hydrations- und Gitterenergie → Lösungswärme
- Die Erklärung am Wärmekissen
- Der „Knackpunkt“
- Wiederbelebung des Wärmekissens
- Schülerversuch am Lehrerpult

Kristallisation allgemein

Als Kristallisation bezeichnet man den Vorgang der Verhärtung, der zur Bildung von Kristallen führt. Was genau das jetzt schon wieder heißt erklär ich euch jetzt mal genauer.

Im Prinzip ist es egal ob gasförmig, flüssig oder fest, die Kristallisation kann in jeder Phase entstehen. Eine Umkristallisation mit einem anderen Kristall ist ebenfalls möglich. Doch bei jeder Phase erfolgt dies durch Kristallbildung und Kristallwachstum. Wichtig für das Verständnis und für später, bei diesem Prozess wird Kristallisationswärme frei.

Bei der Kristallbildung muss man den Stoff, den man auskristallisieren möchte in eine Übersättigung bringen. Zum Beispiel durch einen Abkühlungsprozess von Lösungen, Schmelzen oder Verdampfen eines Lösungsmittels. Bei Ionenkristallen kann man die Übersättigung auch durch Mischen von zwei Lösungen erzeugen. Dabei ordnen sich die davor gelösten Moleküle in einer regelmäßigen Form an.

Als erstes müssen wir verstehen welche Energien benötigt werden um den Prozess in Gang zu setzen.

Hydrationsenergie

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

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Kommen wir zum ersten Punkt, der Hydrationsenergie.

Als Hydrationsenergie wird die Energie bezeichnet die freigesetzt wird, wenn sich Wassermoleküle an Ionen oder anderen Teilchen anlagern. Wenn man zum Beispiel ein Salz in Wasser löst, werden die Ionen des Gitters von Wassermolekülen aus dem Gitter herausgelöst und von ihnen umhüllt. Diese Energie ist von dem Radius und der Ladung des betroffenen Teilchens abhängig. Umso größer die Hydrationsenergie, desto kleiner der Radius und höher die Ladung des Teilchens. Die Hydrationsenergie bestimmt damit die Löslichkeit dieser Teilchen. Wie vorher erklärt, muss für die Lösung eines Salzes das Kristallgitter aufgebrochen werden. Dabei muss die erforderliche Energie mindestens so groß wie die Gitterenergie sein.

Gitterenergie

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Die Gitterenergie, eine weitere Energie, gibt an, wie viel Arbeit man aufwenden muss, um die Moleküle eines Festkörpers weit voneinander zu trennen. Diese Gitterenergie von Ionenverbindungen, Metallen oder kovalent gebundenen Polymeren, also beispielsweise Diamant, sind wegen elektrostatischen Wechselwirkungen größer als bei Festkörpern, die aus neutralen Molekülen bestehen, wie Eis, Zucker oder Iod. Dabei gilt: je größer die Ionen, desto kleiner die Gitterenergie, da die Anziehungskräfte bei zunehmender Entfernung abnehmen. Auf der anderen Seite hängt die Gitterenergie stark von der elektrischen Ladung ab. Um so größer die Ladung, desto größer sind die Anziehungskräfte und somit auch die Gitterenergie. Im Prinzip ist die Gitterenergie eine Bindungsenergie.

Wenn die Hydrations- und Gitterenergie gleichgroß sind, sagt man das Salz ist gut löslich. Wenn die Hydrationsenergie mit der Gitterenergie überkompensiert, erwärmt sich das Gemisch anstatt abzukühlen.

Lösungswärme

Bei der Differenz der Hydrationsenergie und der Gitterenergie entsteht Lösungswärme. Diese wird meist in Kilojoule pro mol angegeben.

Dabei gibt es verschiedene Möglichkeiten:

Wenn zum Beispiel die Gitterenergie viel größer als die Hydrationsenergie ist, gibt es keine Löslichkeit.

Ist die Gitterenergie größer als die Hydrationsenergie, ist das Salz gering bis gut löslich. Dabei aber unter Abkühlung der Lösung. Bei Bedarf der Lösungsenergie, entzieht es der Umgebung Wärme, also dem Wasser. Somit ist der Vorgang endotherm.

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Ist die Gitterenergie gleich wie die Hydrationsenergie gibt es keinen Wärmeumsatz.

Ist die Hydrationsenergie größer als die Gitterenergie, ist eine gute Löslichkeit vorhanden, bei der Wärme frei wird. Somit ist dieser Vorgang exotherm.

Also kann man sagen, dass wenn die Gitterenergie größer ist, entweder keine Lösung entsteht oder Wärme entzogen wird, wenn die Gitterenergie gleich wie die Hydrationsenergie ist, entsteht kein Wärmeaustausch und wenn die Gitterenergie kleiner ist, wird Wärme freigesetzt.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

http://www2.chemie.uni-erlangen.de/projects/vsc/chemie-mediziner-neu/phasen/bilder/loeslichkeit.gif

Versuch 1

Die Erklärung am Wärmekissen

Unsere Latentwärmespeicherkissen enthalten NATRIUMACETAT-TRIHYDRAT

CH3COONa X 3 H2O. Dieses liegt im „geladenen Zustand“ in einer übersättigten Lösung vor. Bei vorsichtiger Handhabung bleibt die Kristallisation des Salzes über einen weiten Temperaturausgleich aus. Man kann den Zustand tagelang erhalten. Erst nach „Anstoßen“ wird der Zustand gestört: das Natriumacetat-Trihydrat kristallisiert schlagartig aus und gibt die im System gespeicherte Wärme („latente Wärme“) frei. Diesen „scheintoten“ Zustand nennt man metastabil.

Metastabil ist etwas, dass nur eine schwache Form der Stabilität auf weißt. Ein metastabiler Zustand ist stabil gegen kleine Änderungen, aber instabil gegenüber größeren Änderungen.

Anschaulich mulde ball

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Ein weiteres Beispiel für ein metastabilen Zustand wäre Kaliumchlorat, oder Karbid ein Eisen-Kohlenstoff-System.

Also CH3COO- (aq.)+Na+ (aq.)----- CH3COONa* 3H2O (fest) /exotherm

Die Natrium- und Acetat-Ionen bauen beim Abkühlen ab 58 °Grad zunächst nur das Ionengitter des wasserfreien Natriumacetats auf. Die Wassermoleküle streunen weiterhin im Ionengitter herum. Bei sinkender Temperatur nehmen sie nach und nach ihre Plätze in den Zwischenräumen des Ionengitters ein. Dabei richten sich ihre Dipole räumlich exakt (vektoriell) aus, was zu einer Minimierung der potentiellen Energie, das heißt zur Wärmeabgabe führt. Die Wassermoleküle bilden quasi ein Molekülgitter im Ionengitter. Die Anzahl der Formeleinheit ist genau definiert. In unserem Beispiel sind es drei.

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Details

Seiten
6
Jahr
2019
ISBN (eBook)
9783668939660
Sprache
Deutsch
Katalognummer
v475204
Note
1,2
Schlagworte
kristallisation beispiel handwärmers

Autor

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Titel: Kristallisation am Beispiel des Handwärmers