Kalorimetrie im virtuellen Labor: Neutralisationsenthalpie

Aktualisiert am 2026-10-06

Mit dieser Kalorimetrie im virtuellen Labor können Ihre Lernenden die Neutralisationsenthalpie bestimmen. Das Material passt zum Pflichtversuch (required practical) von AQA GCSE zu Temperaturänderungen und unterstützt die Kalorimetrie in AP Chemistry. Die Lernenden mischen Salzsäure und Natronlauge in einem Styroporbecher und notieren die höchste Temperatur. Sie wiederholen den Versuch mit verschiedenen Laugenvolumina, zeichnen ein Diagramm und finden das Volumen, das die Säure genau neutralisiert. Dann berechnen sie die Neutralisationsenthalpie aus Q = m·c·ΔT. Eine Unterrichtsstunde ergibt einen vollständigen Datensatz, ein Diagramm aus zwei Geraden und einen ΔH-Wert mit einer klaren Fehlerquelle.

Kalorimetrie – Neutralisationsenthalpie von HCl + NaOH

Lehrplanbezug

AQA GCSE Chemistry 4.5.1.1 (exotherme und endotherme Reaktionen) und der zugehörige Pflichtversuch zu Temperaturänderungen. In Combined Science: Trilogy ist derselbe Inhalt 5.5.1.1.
AP Chemistry Unit 6, Topic 6.4 Heat Capacity and Calorimetry (ENE-2.D).
NGSS HS-PS1-4 (US-Standard): Eine chemische Reaktion setzt Energie frei oder nimmt Energie auf.
Andere Kurse: Dies ist der Standardversuch zur Neutralisationsenthalpie in IB Chemistry, A-level und in der Chemie der Oberstufe in Deutschland und anderswo. Volumina sind in mL und Konzentrationen in mol/L angegeben, daher lässt sich die Methode unverändert übertragen.

Simulic ist weder mit dem College Board noch mit AQA verbunden und wird von ihnen nicht unterstützt.

Vor dem Experiment (5 min)

Lassen Sie die Lernenden sich auf eine Vorhersage festlegen, auf Papier oder als Frage 1 des Klassenlinks:

„25 mL HCl (1,0 M) werden mit NaOH (1,0 M) gemischt. Sie wiederholen das Mischen mit 10, 20, 30, 40 und 50 mL NaOH. Wie verändert sich die höchste Temperatur, wenn das NaOH-Volumen steigt?“

Die meisten Lernenden sagen „sie steigt immer weiter“. Korrigieren Sie sie noch nicht.

Durchführung in der Simulation

Jeder Versuch ist eine frische Mischung: Beide Lösungen beginnen bei 25,0 °C und kommen in einen sauberen Becher mit Deckel. Im Schulversuch geben die Lernenden die Lauge oft portionsweise in einen einzigen Becher. Die Daten haben dieselbe Form.

Stellen Sie V(HCl) auf 25 mL, C(HCl) auf 1,0 M, C(NaOH) auf 1,0 M und Wärmeverlust auf 5 %.
Stellen Sie V(NaOH) auf 10 mL. Klicken Sie auf Eingießen.
Beobachten Sie das Thermometer. Es steigt einige Sekunden lang und fällt dann langsam. Notieren Sie den höchsten Wert. Der Versuch wird in die Ergebnistabelle eingetragen, sobald das Maximum überschritten ist.
Klicken Sie auf Neuer Versuch, ändern Sie nur V(NaOH) und wiederholen Sie das für 15, 20, 25, 30, 35, 40 und 50 mL.
Tragen Sie die höchste Temperatur gegen das NaOH-Volumen auf. Zeichnen Sie eine Ausgleichsgerade durch die steigenden Punkte und eine durch die fallenden Punkte.
Berechnen Sie für den Versuch mit 25 mL Q = m·c·ΔT und ΔH = −Q ÷ n(H₂O). Nehmen Sie m = 50 g und c = 4,18 J/g·°C.

V(NaOH) (mL)	Höchste Temperatur (°C)	ΔT (°C)
10
15
20
25
30
35
40
50

Erwartete Ergebnisse

Diese Messwerte stammen aus der Simulation mit den Einstellungen oben (25 mL HCl mit 1,0 M, NaOH mit 1,0 M, 5 % Wärmeverlust):

V(NaOH) (mL)	10	15	20	25	30	35	40	50
Höchste T (°C)	28,6	29,8	30,7	31,4	30,8	30,3	29,9	29,3
ΔT (°C)	3,6	4,8	5,7	6,4	5,8	5,3	4,9	4,3

Der Wert bei 10 mL kann auf manchen Geräten 0,1 °C höher ausfallen. Das Maximum liegt bei 25 mL, wo die Stoffmengen von Säure und Lauge gleich sind (je 0,025 mol). Davor neutralisiert zusätzliche NaOH mehr Säure und setzt mehr Wärme frei. Danach ist die Säure verbraucht: Zusätzliche NaOH setzt nichts frei und vergrößert nur die zu erwärmende Masse.

Für den Versuch mit 25 mL: Q = 50 × 4,18 × 6,4 = 1338 J, also ΔH = −1338 ÷ 0,025 = −53,5 kJ/mol. Der theoretische Wert in der Simulation beträgt −57,3 kJ/mol. Der Unterschied entsteht durch den Wärmeverlust von 5 % und dadurch, dass der Becher abkühlt, während die Temperatur steigt.

Fragen für die Lernenden

(Vorhersage, nach dem Experiment erneut gestellt) Wie verändert sich die höchste Temperatur, wenn das NaOH-Volumen von 10 auf 50 mL steigt?
Welche Variablen müssen in jedem Versuch gleich bleiben?
Wie groß ist der Temperaturanstieg mit je 25 mL beider Lösungen und 5 % Wärmeverlust?
Berechnen Sie mit diesem Anstieg die Neutralisationsenthalpie in kJ/mol.
Warum ist Ihr Wert betragsmäßig kleiner als −57,3 kJ/mol, und wie ließe sich die Methode verbessern?

Antworten für Lehrkräfte: (1) Sie steigt bis zu einem Maximum bei 25 mL und fällt dann. (2) Volumen und Konzentration der HCl, die Konzentration der NaOH und die Einstellung des Wärmeverlusts. (3) 6,4 °C (akzeptiert 6,3–6,5). (4) −53,5 kJ/mol (akzeptiert −52,5 bis −54,5). (5) Wärme entweicht an Becher, Deckel und Luft, daher ist ΔT zu klein. Bessere Isolierung hilft, oder die Temperatur über die Zeit aufzeichnen und die Abkühlungsgerade bis zum Zeitpunkt des Mischens zurück extrapolieren.

Häufige Fehlvorstellungen

„Mehr Edukt bedeutet immer einen größeren Temperaturanstieg.“ Nur der limitierende Reaktionspartner setzt Wärme frei. Überschüssige Lösung erhöht nur die Masse.
„Doppelte Volumina, doppeltes ΔT.“ Die doppelte Wärme erwärmt die doppelte Masse, daher bleibt ΔT bei 6,4 °C. Der Leitfaden zum Schreiben von Fragen macht daraus eine Vorhersagefrage.
„ΔH ist positiv, weil die Temperatur gestiegen ist.“ Die Umgebung hat die Energie aufgenommen, die Reaktion hat sie also abgegeben: ΔH ist negativ.

Erweiterung

Wärmeverlust als Variable: Wiederholen Sie den Versuch mit 25 mL + 25 mL bei 0 %, 15 % und 30 % Wärmeverlust. Die Simulation ergibt ΔT = 6,9, 5,5 und 4,3 °C sowie ΔH = −57,7, −46,0 und −35,9 kJ/mol. Die Lernenden sehen, wie ein systematischer Fehler das Ergebnis in eine Richtung verschiebt. Bei 0 % fällt die Temperatur nie, daher wird der Versuch erst in die Tabelle eingetragen, wenn die Stoppuhr 3:00 erreicht (etwa 25 Sekunden). Die −57,7 weichen nur deshalb von −57,3 ab, weil das Thermometer auf 0,1 °C rundet.
Kalorimetrie im AP-Stil: Stellen Sie beide Konzentrationen auf 2,0 M und lassen Sie ΔT vor dem Versuch vorhersagen. Fragen Sie, warum ΔH pro Mol etwa gleich bleibt.

Häufige Fragen

Können die Lernenden den ganzen Versuch ohne Labor durchführen?

Ja. Sie können in der Simulation alle Messwerte aufnehmen, das Diagramm zeichnen und ΔH berechnen. Nutzen Sie sie vor einem echten Laborversuch, um die Methode zu vermitteln, oder an seiner Stelle, wenn Zeit oder Ausstattung knapp sind.

Warum beginnt die Simulation jeden Versuch bei 25,0 °C?

So fällt eine Quelle der Streuung weg, und die Lernenden können sich auf das Muster konzentrieren. Messen Sie im echten Versuch die Anfangstemperatur jeder Lösung und verwenden Sie den Mittelwert.

Wie gebe ich den Lernenden einen anderen Versuchsaufbau?

Ändern Sie die Startwerte im Klassenlink, zum Beispiel auf 30 mL HCl. Das Maximum verschiebt sich dann auf 30 mL NaOH. Schreiben Sie die neuen Einstellungen in Frage 3 und berechnen Sie die Antworten vor der Stunde neu.