Satz von Hess im virtuellen Labor: Hydratation von CuSO₄

Aktualisiert am 2026-10-07

Dieser Versuch zum Satz von Hess im virtuellen Labor bildet das A-Level-Praktikum nach, in dem die Hydratationsenthalpie von Kupfer(II)-sulfat bestimmt wird. Diese Enthalpieänderung lässt sich nicht direkt messen, weil sich wasserfreies CuSO₄ sofort löst, sobald es auf Wasser trifft. Stattdessen lösen die Lernenden wasserfreies CuSO₄ und danach CuSO₄·5H₂O in Wasser in einem Styroporbecher, notieren jeweils die Temperaturänderung, berechnen beide Lösungsenthalpien und verknüpfen sie in einem Hess-Kreislauf. Sie vergleichen ihr Ergebnis mit dem Tabellenwert und erklären die Abweichung. Der Versuch passt in eine Stunde und liefert jeder Gruppe denselben sauberen Datensatz, ohne Kupfersulfat-Abfall.

Satz von Hess – Enthalpiekreisläufe aufbauen

Lehrplanbezug

AQA A-level Chemistry 3.1.4.2–3.1.4.3 (Kalorimetrie und Satz von Hess) und der Pflichtversuch (required practical) zur Messung einer Enthalpieänderung.
IB Chemistry Reactivity 1.1–1.2 (Messung von Enthalpieänderungen und Energiekreisläufe).
AP Chemistry Unit 6, Themen 6.4 (Kalorimetrie) und 6.9 (Satz von Hess).

Simulic ist weder mit AQA noch mit dem IB, dem College Board oder einer anderen Prüfungsstelle 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:

„Sie lösen weißes wasserfreies Kupfer(II)-sulfat in Wasser, dann blaues Kupfer(II)-sulfat-Hydrat in einem frischen Becher Wasser. Was passiert jeweils mit der Temperatur?“

Die meisten Lernenden erwarten, dass sich beide gleich verhalten. Korrigieren Sie sie noch nicht.

Durchführung in der Simulation

Öffnen Sie den Reiter Labor und lassen Sie Versuch auf „Hydratation von CuSO₄“. Prüfen Sie, dass das Häkchen bei Deckel gesetzt ist.
Stellen Sie Messen auf „Reaktion 1“, Feststoff auf 4,00 g wasserfreies CuSO₄ und Lösung auf 50 mL. Klicken Sie auf Feststoff zugeben, rühren.
Beobachten Sie den Temperatur-Zeit-Graphen. Warten Sie, bis der Durchgang bei t = 300 s endet, und klicken Sie dann auf Eintragen. Die Zeile zeigt ΔT, Q = m·c·ΔT und ΔH = −Q/n.
Stellen Sie Messen auf „Reaktion 2“, Feststoff auf 6,25 g CuSO₄·5H₂O, 50 mL. Klicken Sie auf Feststoff zugeben, rühren, warten Sie und klicken Sie auf Eintragen.
Verwenden Sie ΔH(Hydratation) = ΔH₁ − ΔH₂. Sobald beide Reaktionen eingetragen sind, zeigt das Feld über der Ergebnistabelle das Ergebnis nach dem Satz von Hess neben dem Tabellenwert.
Entfernen Sie das Häkchen bei Deckel, klicken Sie auf Neue Messung und wiederholen Sie beide Reaktionen. Vergleichen Sie.

Reaktion	Feststoff	Masse (g)	n (mol)	T₁ (°C)	T₂ (°C)	ΔT (°C)	Q (J)	ΔH (kJ/mol)
1	CuSO₄	4,00		20,0
2	CuSO₄·5H₂O	6,25		20,0

Reiter Labor mit Hydratation von CuSO₄ und geschlossenem Deckel nach dem Eintragen von Reaktion 1 (4,00 g) und Reaktion 2 (6,25 g): der Graph von Reaktion 2 mit dem Tiefpunkt bei 18,7 °C, die Ergebnistabelle mit beiden Zeilen und die Zeile zum Satz von Hess mit −71,7 kJ/mol

Erwartete Ergebnisse

Alle Werte stammen aus der Simulation. Sie behandelt die Lösung wie Wasser (c = 4,18 J g⁻¹ K⁻¹) und lässt den Becher Wärme an den Raum mit 20 °C abgeben.

Durchgang	Höchste oder tiefste T (°C)	ΔT (°C)	ΔH (kJ/mol)
Reaktion 1, 4,00 g, mit Deckel	27,3	+7,3	−60,9
Reaktion 2, 6,25 g, mit Deckel	18,7	−1,3	+10,9
Satz von Hess, mit Deckel			−71,7 (Tabellenwert −78,2, Abweichung 8 %)
Satz von Hess, ohne Deckel			−63,4

Das Lösen von wasserfreiem CuSO₄ ist exotherm; das Lösen des Hydrats ist endotherm.
4,00 g und 6,25 g enthalten beide etwa 0,025 mol CuSO₄, die beiden Durchgänge sind also fair vergleichbar.
Die doppelte Masse (8,00 g) verdoppelt ΔT auf +14,7 °C, aber ΔH bleibt bei etwa −61 kJ/mol.
Ohne Deckel geht während des Lösens mehr Wärme verloren, daher entfernt sich das Ergebnis weiter vom Tabellenwert.

Fragen für die Lernenden

(Vorhersage, nach dem Versuch erneut gestellt) Was passiert mit der Temperatur, wenn sich jedes der beiden Salze löst?
Warum werden 4,00 g CuSO₄ und 6,25 g CuSO₄·5H₂O verwendet?
Wie groß ist ΔT bei Reaktion 1 (4,00 g, 50 mL, mit Deckel)?
Wie groß ist nach Ihren beiden ΔH-Werten die Hydratationsenthalpie von CuSO₄?
Ihr Wert ist weniger negativ als −78,2 kJ/mol. Erklären Sie, warum, und schlagen Sie eine Verbesserung vor.

Antworten für Lehrkräfte: (1) Wasserfreies CuSO₄: Die Temperatur steigt; CuSO₄·5H₂O: Sie sinkt. (2) Beide enthalten etwa 0,025 mol CuSO₄, es löst sich also dieselbe Stoffmenge im selben Volumen Wasser. (3) +7,3 °C (akzeptiert ±0,2). (4) Etwa −71,7 kJ/mol (akzeptiert −73,7 bis −69,7). (5) Während sich der Feststoff löst, wird Wärme mit der Umgebung ausgetauscht, daher sind die gemessenen ΔT-Werte zu klein; außerdem wird die Wärmekapazität des Bechers vernachlässigt. Verbessern Sie die Isolierung (Deckel drauf lassen) und extrapolieren Sie die Abkühlkurve zurück bis zum Zeitpunkt des Mischens.

Häufige Fehlvorstellungen

„ΔH₁ − ΔH₂ ist falsch herum.“ Folgen Sie den Pfeilen. CuSO₄(s) → CuSO₄(aq) direkt ist ΔH₁. Der andere Weg führt über CuSO₄·5H₂O, das dann gelöst wird (ΔH₂). Also gilt ΔH₁ = ΔH(Hydratation) + ΔH₂.
„Eine größere Temperaturänderung bedeutet ein größeres ΔH.“ ΔT hängt von der Masse und vom Volumen des Wassers ab. ΔH bezieht sich auf ein Mol und bleibt daher etwa gleich, wenn sich die Masse verdoppelt.
„Ein endothermer Lösevorgang braucht keinen Deckel.“ Wärme strömt aus dem Raum hinein, wodurch der Temperaturabfall zu klein wird. Der Deckel ist also bei beiden Durchgängen wichtig.

Erweiterung

Stellen Sie Versuch auf „Bildung von MgO“. Lassen Sie 0,20 g Mg und 0,50 g MgO mit überschüssiger HCl reagieren und addieren Sie ΔfH(H₂O). Die Simulation ergibt −567,5 kJ/mol gegenüber dem Tabellenwert −601,6 kJ/mol.
Verfolgen Sie im Reiter Hess-Kreislauf für dieselbe Reaktion den Weg über Bildungs- und über Verbrennungsenthalpien und sehen Sie, dass beide dasselbe ΔrH ergeben.

Häufige Fragen

Kann der Klassenlink direkt im Reiter Labor öffnen?

Ja. Heften Sie auf der Seite Teilen in den Startwerten des Links Ansicht auf „Kalorimetrie-Labor“ (und Versuch auf „Hydratationsenthalpie von CuSO₄“) an. Andernfalls fordert der erste Schritt der Durchführung die Lernenden auf, den Reiter Labor zu öffnen.

Warum weicht das Ergebnis um 8 % vom Tabellenwert ab?

Das Modell verliert Wärme an den Raum und vernachlässigt den Becher, genau wie ein echter Styroporbecher. Dadurch wird der Fehler zum Diskussionsanlass statt zu einem Versehen, das man verstecken muss.

Worin unterscheidet sich das vom Kalorimetrie-Labor?

Kalorimetrie im virtuellen Labor misst eine Neutralisationsenthalpie direkt. Dieses Labor misst zwei Reaktionen und nutzt den Satz von Hess, um eine dritte zu bestimmen, die sich nicht messen lässt.