Practicum: Energieberekeningen – reactie-enthalpie via calorimetrie – Scheikunde Klas 4 VWO

In dit practicum voor klas 4 vwo bepaal je de reactie-enthalpie van twee reacties calorimetrisch: neutralisatie (HCl + NaOH) en oplossing (NH₄NO₃ in water). Je berekent ΔH via q = m × c_w × ΔT en past vervolgens de wet van Hess toe.

Leerdoel

Na dit practicum kun je reactie-enthalpie bepalen via q = m × c × ΔT, ΔH_r berekenen per mol, de wet van Hess toepassen om ΔH van een indirecte reactie te berekenen, en het verschil uitleggen tussen exotherm en endotherm.

Cursusniveau en vakgebied

Niveau: VWO klas 4 | Vak: Scheikunde | Domein: C6 Energieberekeningen, R5 Energie | Enthalpie, calorimetrie, wet van Hess, endo/exotherm, oplossings-enthalpie, neutralisatie-enthalpie

Benodigdheden

• Polystyreen calorimeter (bekerglas in isolatiedoos)
• Thermometer (0,1°C nauwkeurig)
• HCl (1,00 mol/L) en NaOH (1,00 mol/L), elk 50 mL
• Ammoniumnitraat NH₄NO₃ (vast, 2,00 g)
• Gedestilleerd water (50 mL), maatcilinders
• Analytische balans

Achtergrondinformatie

q = m × c_w × ΔT, waarbij c_w(water) = 4,18 J/(g·K). ΔH_r = −q / n (in J/mol; − voor calorimeter die warmte opneemt bij exotherm). Standaard neutralisatie-enthalpie: ΔH°_neut = −57,3 kJ/mol (sterk zuur + sterke base). Wet van Hess: ΔH_totaal = ∑ ΔH_stappen (enthalpie is toestandsfunctie).

Werkwijze

Proef A – Neutralisatie-enthalpie

1. Giet 50,0 mL HCl (1,00 mol/L) in de calorimeter. Meet T₀(HCl).
2. Meet T₀(NaOH) in een apart bekerglas (50,0 mL, 1,00 mol/L). Noteer gemiddelde T₀.
3. Voeg snel de NaOH toe aan de calorimeter. Roer en noteer T_max.
4. Bereken ΔT = T_max − T₀.

Proef B – Oplos-enthalpie NH₄NO₃

1. Giet 50,0 mL gedestilleerd water in calorimeter. Meet T₀.
2. Voeg 2,00 g NH₄NO₃ toe (snel). Roer tot volledig opgelost. Noteer T_eind.
3. Bereken ΔH per mol NH₄NO₃ (M = 80,0 g/mol).

Meettabel

Verwerkingsvragen

1. ΔT = +6,8 K bij neutralisatie (100 g oplossing). Bereken q en ΔH per mol.
2. NH₄NO₃ lost op met ΔT = −3,2 K (50 g water + 2,00 g). Bereken ΔH°_opl per mol.
3. Verklaar waarom de gemeten ΔH van neutralisatie afwijkt van de standaardwaarde −57,3 kJ/mol.

Uitwerking

V1: q = m × c × ΔT = 100 × 4,18 × 6,8 = 2842 J. n(HCl) = 0,0500 mol. ΔH = −2842 / 0,0500 = −56 840 J/mol = −56,8 kJ/mol (≈ standaardwaarde −57,3 kJ/mol ✓).

V2: m(oplossing) = 50,0 + 2,00 = 52,0 g. q = 52,0 × 4,18 × (−3,2) = −694 J. n(NH₄NO₃) = 2,00/80,0 = 0,0250 mol. ΔH = −(−694) / 0,0250 = +27 760 J/mol ≈ +27,8 kJ/mol (endotherm; tabelwaarde: +25,7 kJ/mol).

V3: Warmteverlies aan de calorimeter en omgeving (geen perfecte isolatie), onvolledige menging, warmteabsorptie door de thermometer zelf, en het feit dat de calorimeter zelf ook warmte absorbeert (niet gecorrigeerd voor warmtecapaciteit calorimeter).

Benodigde laboratoriumapparatuur van Labvakhandel

Labvakhandel levert polystyreen calorimeters, nauwkeurige thermometers en chemicaliënsets voor enthalpiebepalingspraktika in het voortgezet scheikundeonderwijs.

Bekijk het assortiment of neem contact op voor advies.

Meer practicumopdrachten

Ontdek alle practica in de Labvakhandel kennisbank — voor biologie, scheikunde en natuurkunde.