Reversible Anlagerung von Wasser an Kupfersulfat mit dem Ziel der

Speicherung von Wärmeenergie

von Georg Frenck und Raphael Schütz, Klassenstufe 12 (G8)

betreuende Lehrkraft: Dr. Gerd Brosowski

Otto-Hahn-Gymnasium Landwehrplatz 1

66111 Saarbrücken

1

Inhalt1. Einleitung Seite 3

2. Hauptteil Seite 4

2.1. Aufbau und Struktur von Kupfersulfat Seite 4

2.2. Reaktionsverhalten von Kupfersulfat beim Erhitzen Seite 5

2.2.1. Abspaltung des Wassers Seite 5

2.2.1.1. In der Brennerflamme Seite 6

2.2.1.2. In der Sonne Seite 6

2.2.2. Chemische Zersetzung Seite 7

2.3. Reaktionsverhalten von Anhydrat bei Wasserzugabe Seite 7

2.3.1. Theoretische Werte Seite 7

2.3.2. Quantitative Versuchsreihe Seite 8

2.3.3. Überlegungen zur großtechnischen Nutzung Seite 14

3. Schluss Seite 16

4. Abbildungsverzeichnis Seite 17

5. Literaturverzeichnis Seite 18

2

1. Einleitung

Das Lösen eines Stoffes in Wasser ist, genau wie die Anlagerung von

Kristallwasser ein reversibler chemischer Vorgang. Dieser kann endo- oder exotherm

sein. Man kann dem Stoff durch Erhitzen das Wasser entziehen, das er beim Lösen

angelagert hat. Ist die Lösung ein exothermer Vorgang, so wird beim Lösen Energie

frei. Somit wird auf diese Weise die Energie, die beim Erhitzen aufgebracht wird,

gespeichert.

• Ist es auf diese Weise möglich Sonnenenergie zu nutzen?

• Wie groß ist die Energie, die beim Lösungsvorgang frei wird?

• In welchem Maße kann diese Energie genutzt werden, bzw. wie groß wäre der

Wirkungsgrad, der bei einem solchen Lösungsvorgang erreicht werden kann?

Bei blauem Kupfersulfat ist Kristallwasser angelagert, bei weißem nicht,

weswegen dieses auch als wasserfreies Kupfersulfat bezeichnet wird. Versetzt man

dieses weiße Kupfersulfat mit Wasser, so kann man eine Temperaturerhöhung

messen und eine Farbänderung zu blauem Kupfersulfat beobachten. Am Beispiel

von Kupfersulfat sollen nun die obigen Fragen erörtert werden.

3

2. Hauptteil

2.1 Aufbau und Struktur von Kupfersulfat

Bei weißem Kupfersulfat ist die Reaktion mit Wasser kein reiner Lösevorgang.

Hier findet weiterhin eine Einlagerung der Wassermoleküle statt, was zu einer

Komplexbildung führt. Man spricht von einem Hydrat oder einem Aquakomplex.

Diese Anlagerung führt dazu, dass nicht wie bei einem gewöhnlichen

Lösungsvorgang eine Lösung entsteht, sondern der Stoff seine Struktur ändert. Das

Wasser liegt dann als gebundenes Kristallwasser vor.

Kupfersulfat tritt in 4 Formen auf: als Anhydrat (CuSO4), also ohne

angelagertes Kristallwasser, als Kupfer(II)-sulfat-Monohydrat (CuSO4⋅1H2O), als

Kupfer(II)-sulfat-Trihydrat (CuSO4⋅3H2O), und Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat

(CuSO4⋅5H2O), kurz Pentahydrat. Auf den Bau des An- und des Pentahydrats soll

hier etwas genauer eingegangen werden.

Im komplett hydratisierten Kupfersulfat sind vier Wassermoleküle in der Form

eines Quadrates um ein Kupfer-Ion angelagert. Zwei Sauerstoff-Atome eines Sulfat-

Ions ergänzen dieses Quadrat zu einem verzerrten Oktaeder. Das fünfte

Wassermolekül des Pentahydratkomplexes ist über Wasserstoffbrückenbindung an

ein weiteres Sauerstoffatom gebunden. Aus diesem Grund wird als Summenformel in

manchen Fällen auch [Cu(OH2)4]SO4⋅1H2O angegeben. Da der negative

Ladungsschwerpunkt eines Wassermoleküls bei dem Sauerstoff-Atom liegt, zeigen

die Wasserstoff-Atome hier jeweils vom positiv geladenen Kupfer-Ion weg.

Abb. 1

4

Bei weißem Kupfersulfat lässt sich ebenfalls eine Oktaederstruktur erkennen.

Hierbei bilden sechs Sauerstoff-Atome von sechs verschiedenen Sulfat-Ionen die

Ecken des Oktaeders um ein zentral gelegenes Kupfer-Ion.

Abb. 2

Weißes Kupfersulfat ist ein feines Pulver, blaues im Gegensatz dazu liegt in

kleinen Körnern vor.

2.2 Reaktionsverhalten von Kupfersulfat beim Erhitzen

2.2.1 Abspaltung des Wassers

Das als Kristallwasser gebundene Kupfersulfat wird beim Erhitzen stufenweise

abgespalten. Bei einer Temperatur von 95˚C werden die ersten beiden

Wassermoleküle entfernt und es entsteht Trihydrat:

Beim weiteren Erhitzen auf 116˚C spalten sich die nächsten beiden ab, was

zur Entstehung von Kupfersulfat-Monohydrat führt:

Bei 200˚C wird Kupfersulfat endgültig wasserfrei, es liegt nun Anhydrat vor.

5

2.2.1.1 In der Brennerflamme

Als erstes werden qualitative Versuche zur Reversibilität der

Wärmespeicherung durchgeführt. Hierbei wird blaues Kupfersulfat in ein

Reagenzglas gegeben und in die Flamme eines Bunsenbrenners gehalten, bis es

weiß und damit wasserfrei ist. Anschließend wird das Reagenzglas mit dem darin

enthaltenen Kupfersulfat in einer pneumatischen Wanne abgekühlt, und schließlich

wird Wasser hinzugegeben; dabei stellt man eine Erwärmung fest. Dieser Versuch

wird mit dem gleichen Kupfersulfat wiederholt und somit gezeigt, dass der Versuch

reversibel, und damit die Wiederverwendbarkeit des Kupfersulfates gegeben ist.

Da in der Brennerflamme weitaus höhere Temperaturen als beim Trocknen in

der Sonne erreicht werden, kommt es zu dem in 2.2.2 beschriebenen Prozess der

Zersetzung. Weiterhin liegen die Werte der freigesetzten Energie bei im Brenner

gerösteten Anhydrat unter denen, die erreicht werden, wenn industriell hergestelltes

Anhydrat verwendet wird.

2.2.1.2 In der Sonne

In einem weiteren qualitativen Vorversuch wird das Kupfersulfat in der Sonne

getrocknet. Um eine möglichst effektive Nutzung der Sonnenenergie zu

gewährleisten, wird eine schwarze Unterlage oder eine Granitfließe als Unterlage

verwendet, auf der 2-3g Kupfersulfat, möglichst fein verteilt und für 3 Stunden in die

Sonne gestellt wird; dem dadurch gewonnenen, weißen Kupfersulfat wird wiederum

Wasser hinzugegeben. Nach Feststellung der Erwärmung des Wassers wiederholt

man auch diesen Versuch mehrmals, um so die Umkehrbarkeit der Reaktion und die

Möglichkeit der mehrmaligen Verwendung des Kupfersulfates zu beweisen.

Bei entspechender Vergrößerung der Mengen bei Beibehaltung der

Proportionen sollte es auch möglich sein, größere Mengen Kupfersulfat zu rösten,

ausreichende Mengen an Platz vorausgesetzt. Aus den in 2.2.1.1 beschriebenen

Gründen kommt es hier nicht zur chemischen Zersetzung.

6

2.2.2 Thermische Zersetzung

Wird weißes Kupfersulfat auf eine Temperatur von über 340˚C gebracht, so

beginnt die thermische Zersetzung in Kupferoxid und Schwefeltrioxid.

Dies könnte eine Ursache für die geringere Energieausbeute bei Versuchen mit im

Brenner geröstetem Kupfersulfat sein. Da allerdings beim Rösten in der Sonne nicht

genug Energie geliefert wird um diese Reaktion in Gang zu bringen, ist diese für die

praktische Umsetzung nicht relevant.

2.3. Reaktionsverhalten von Anhydrat bei Wasserzugabe

2.3.1 Theoretische Werte

Beim Lösen eines Stoffes in Wasser muss zuerst dessen Gitterstruktur

zerstört werden, und der Stoff muss in den gasförmigen Zustand gebracht werden.

Dieser Vorgang ist endotherm. Die Energie, die dabei aufgebracht werden muss,

heißt Gitterenthalpie oder Dissoziationsenergie. Beim anschließenden Übergang in

den gelösten Zustand wird die Hydratationsenthalpie freigesetzt. Die Differenz von

Gitterenthalpie und Hydratationsenthalpie ist die Lösungsenthalpie. Die

Lösungsenthalpie von Anhydrat ist ΔHL(Anhydrat)= - 67kJ*mol-1, die von Pentahydrat

ΔHL(Pentahydrat) = 11 kJ*mol-1.

Somit beträgt die Energie, die bei der Anlagerung der ersten 5

Wassermoleküle frei wird:

ΔHL = ΔHL(Anhydrat) - ΔHL(Pentahydrat) = - 78 kJ*mol-1

Beim anschließenden Lösen des Pentahydratkomplexes in Wasser werden

dann 11 kJ*mol-1 benötigt. Also wird nach der Anlagerung dieser 5 Wassermoleküle

keine Energie mehr frei.

7

Das Massenverhältnis von Wasser und Kupfersulfat in Pentahydrat lässt sich

über die molare Masse berechnen. Die molare Masse von Kupfersulfat lässt sich aus

den molaren Massen der im Komplex gebundenen Atome zusammen:

M(Anhydrat) = M(Kupfer) + M(Schwefel) + 4*M(Sauerstoff)

= 63,55 g*mol-1 + 32,06 g*mol-1 + 4*15,998 g*mol-1

= 159,602 g* mol-1

M(Pentahydrat) = M(Anhydrat) + 5*M(Sauerstoff) + 10*M(Wasserstoff)

= 159,602 g*mol-1 + 5*15,998 g*mol-1 + 10*1,008 g*mol-1

= 249,672 g*mol-1

Ein Anhydratmolekül, welches die Masse m=159,602 g hat, muss 90,07 g Wasser

aufnehmen um zu Pentahydrat zu werden; das Massenverhältnis von Wasser zu

Kupfersulfat im Pentahydratkomplex beträgt also q=m(Wasser)/m(Kupfersulfat) = 0,564.

Allerdings gelten Werte für die Lösungsenthalpie von Stoffen nur in dem Fall,

dass beliebig große Mengen an Wasser vorhanden sind, also jedes Ion in

ausreichendem Maße Wasser um sich anlagern kann. Ist jedoch nicht beliebig viel

Wasser vorhanden, so kann dies dazu führen, dass nicht nur Pentahydrat gebildet

wird, sondern auch Tri-, bzw. Monohydrat, während sich ein Teil des Pentahydrats

bereits in Wasser löst, was zu einer geringeren Energieausbeute führt, da die

Lösungsenthalpie von Pentahydrat größer als 0 ist, der Lösungsvorgang also

endotherm ist. Da Tri- und Monohydrat bei der Anlagerung von Wasser als

Zwischenprodukte entstehen, liegen ihre Lösungsenthalpien wahrscheinlich

zwischen denen von Anhydrat und Pentahydrat. Somit wird bei der nicht

vollständigen Anlagerung von Wasser weniger Energie frei, als bei der vollständigen.

Es ist also anzunehmen, dass bei einem Mischungsverhältnis von mehr als 0,564

mal so viel Wasser wie Kupfersulfat die optimale Energieausbeute erreicht ist.

2.3.2 Quantitative Versuchsreihe

Der nächste Schritt bestand darin, diese Ergebnisse messbar zu machen und

die Wärme, die frei wird, aufzufangen, um somit ein Nutzen dieser möglich zu

machen.

8

Das Hauptproblem bestand hierbei in der Anfangsphase darin, dass sich das

Wasser im Reagenzglas nicht optimal mit dem Kupfersulfat vermischte; es

verklumpte und wurde so aufgrund der damit einhergehenden, signifikanten

Reduzierung der Oberfläche nicht vollständig mit Wasser gesättigt. Ein weiteres

Problem war das Messen der abgegebenen Wärme, da ein Messen direkt in der

Mischung aus Wasser und Kupfersulfat aufgrund der Konsistenz des Gemisches

nicht fehlerfrei möglich war.

Um diesen Problemen entgegen zu wirken, wurde eine Versuchsapparatur

entwickelt, die einen nahezu verlustfreien Wärmeaustausch und eine optimale

Durchmischung des Kupfersulfates mit Wasser garantiert. Sie besteht im

Wesentlichen aus zwei Bechergläsern unterschiedlicher Größe, einer Rührmaus, der

dazugehörigen Rührplatte, einem Drahtgestell und einem Digitalthermometer; ferner

werden benötigt: ein Glasstab zur Durchmischung des Wasser mit dem zuvor

wasserfreien Kupfersulfat im kleinen Becherglas, 100 ml Wasser zur Messung der

Wärmeabgabe und eine bestimmte Menge Kupfersulfat, die im inneren Becherglas

mit einer bestimmten Menge Wasser vermischt wird und dabei Wärme freisetzt, die

aufgrund der Übertragung an das Wasser im großen Becherglas messbar wird.

Aufbau:

Das große Becherglas steht auf der Rührplatte und wird mit 100 ml Wasser

gefüllt; dazu wird die Rührmaus hinein gegeben. Die Rührmaus sorgt für eine

Durchmischung des Wassers im großen Becherglas und damit dafür, dass im

Wasser überall die gleiche Temperatur herrscht. Diese wird durch ein

Digitalthermometer, welches

in das große Becher glas

gehalten wird, gemessen. Im

großen Becherglas hängt, mit

Hilfe des Drahtgestelles

befestigt, das kleine

Becherglas. Es hängt so,

dass die Rührmaus im

großen Becherglas unter dem

kleinen frei drehen kann und

9

der Wasserspiegel im großen Becherglas mindestens gleich dem im kleineren Glas

bzw. höher ist, um so einen optimalen Wärmeaustausch zu garantieren.

Zuerst wird nun ein quantitativer Versuch durch zur Bestimmung des

optimalen Mischverhältnisses durchgeführt. Hierzu werden 10ml Wasser ins innere

Becherglas und 100ml Wasser ins äußere Becherglas gegeben, wobei die Menge an

Kupfersulfat stetig erhöht wird. Im äußeren Becherglas misst man mittels des

Thermometers die Temperatur des Wassers, während das Kupfersulfat-

Wassergemisch durch ständiges Rühren optimal durchmischt wird. Dabei kommt

man zu dem Ergebnis, dass sich die Temperaturdifferenz asymptotisch einem

Grenzwert annähert.

Dabei wird der Verlust, der durch Wärmeabgabe an die Luft und durch die

schlechte Isolation des Glases hervorgerufen wird, nicht berücksichtigt.

10

0

1,25

2,50

3,75

5,00

0 2,5 5 7,5 10 12,5 15 17,5 20 22,5

EnergieabgabeQ

[kJ]

m(CuSO4)[g}

0,18

0,20

0,22

0,24

0,26

2,5 5 7,5 10 12,5 15 17,5 20 22,5

Energiequotient

Q/m

[kJ/

g]

m(CuSO4)[g]

Aus dem zweiten Diagramm kann man ablesen, dass das optimale

Massenmischverhältnis etwa 1:1 beträgt, d.h. bei 10 ml Wasser, was 10 g Wasser

entspricht, und 10 g Kupfersulfat, die im inneren Becherglas miteinander vermischt

wurden. Hierbei wurden 0,256 kJ/g Kupfersulfat frei; das war der höchste gemessene

Wert Q/m. Nach Bestimmung des optimalen Mischungsverhältnisses stellt sich nun

die Frage, was passiert, wenn man die Menge an Kupfersulfat erhöht, aber das oben

berechnete Mischungsverhältnis gleich lässt. Daraus leitet sich nun eine zweite

Versuchsreihe ab, in dem die Wassermenge im äußeren Becherglas um 50 ml auf

150 ml erhöht wird und im Inneren 20 – 50 g Kupfersulfat und 20 – 50 ml Wasser

vermischt werden. Diese Versuche zeigten das erwartete Ergebnis: Die Masse an

Kupfersulfat und die freigesetzte Wärmemenge sind etwa proportional.

11

0

3,75

7,50

11,25

15,00

1 2 3 4 5

Q[J

]

m CuSO4 [10g]

Q = Wärmeenergie CWasser = 4,19 kJ/(kg*K) ρWasser = 1 g/cm³

Q = C*m*ΔT

Die nutzbare Energie betrug im Mittel: 0,234 kJ/1g CuSO4

Als Literaturwert lässt sich die Lösungsenthalpie von Kupfersulfat verwenden.

ΔHL = - 78 kJ*mol-1

Ein Mol Kupfersulfat hat eine Masse von 159g. Somit ergibt sich für die frei

werdende Energie folgender Wert:

Q/m = ΔHL/m[1 mol] = ΔHL/M*n

Q/1g = - 78 kJ*mol-1/(1 mol * 159 g*mol -1)

Q = 0,49 kJ = 490,6 J

Der Wirkungsgrad beträgt also 47,7%.

Die Nutzenergie, d.h. die, welche an die 150 ml Wasser abgegeben wird

verhält sich nur annähernd proportional, da hier das Wasser im inneren Becherglas,

welches nicht an der Reaktion teilnimmt, also das überschüssige Wasser, auch noch

erwärmt werden muss. Nimmt man als Wassermenge die Summe der

Wassermengen im inneren und im äußeren Becherglas an, so ergibt sich ziemlich

genau ein proportionales Verhältnis.

12

0

3,75

7,50

11,25

15,00

1 2 3 4 5

Q[J

]

m CuSO4 [10g]

Es gilt also: m~Q

Kupfersulfat hat eine Wasserlöslichkeit von 203g/l. Verwendet man für die Reaktion

blaues Wasser, also Wasser, das bereits eine gesättigte Lösung von Kupfersulfat

darstellt, so sind in einem Liter Wasser 203 Gramm Kupfersulfat enthalten. Um das

Mischungsverhältnis beizubehalten, muss man die Menge an Kupfersulfat

reduzieren, die an der Reaktion teilnimmt.

1 = mH2O/(mCuSO4 + 203 g)

mCuSO4 = mH2O - 203g

= 1000 g - 203 g = 797 g

mH2O,blau /mCuSO4 = 797 g/1000 g

= 0,797

Ein abschließender Versuch mit 10 g Anhydrat und 12,54 ml blauem Wasser soll nun

zeigen, ob dabei im Vergleich zu der Reaktion mit Leitungs- oder destilliertem

Wasser eine geringere Energie frei wird. Das Wasser im äußeren Becherglas wird

um 5,8 K erhitzt. Es wurden also 0,243 kJ/g frei. Das sind etwa 95,3% der Energie,

die bei der Umsetzung mit normalem Wasser frei werden. Dieser Energieverlust ist

nicht signifikant.

13

2.3.3 Überlegungen zur großtechnischen Nutzung

Aufgrund der Versuche kann man sagen, dass es möglich ist Kupfersulfat in

der Sonne zu trocknen und dieses dann später einzusetzen um Wasser zu erhitzen;

dieser Prozess ist mehrmals durchführbar und führt zu keinem Verlust an

Kupfersulfat, sofern die Trocknung in der Sonne so ausgeführt wird, dass kein Verlust

z.B. durch Wind oder andere Witterungseinflüsse entsteht. Eine Stromerzeugung

mittels der Erwärmung von Wasser durch Kupfersulfat wird aufgrund der hohen

Temperatur des Dampfes beim Eintritt in die Turbine sehr schwierig, da bei

Kohlekraftwerken und anderen Wärmekraftmaschinen, aufgrund des Carnot‘schen

Wirkungsgrades (T1 - T2)/T1, wobei T1 die Eingangstemperatur und T2 die

Ausgangstemperatur des Wassers darstellt, eine Temperatur von mindestens 600°C

vorliegen muss um einen akzeptablen Wirkungsgrad zu erreichen. Der Carnotsche

Wirkungsgrad stellt eine obere Grenze des Wirkungsgrades einer

Wärmekraftmaschine Wnutz/Wein dar; diese Grenze ist allerdings aufgrund von

Verlusten durch Reibung usw. nicht erreichbar d.h. der tatsächliche Wirkungsgrad ist

nur ein Bruchteil davon.

Dies wäre nur möglich, wenn man eine Art Druckwasserreaktor baut, also das

Wasser, welches mit dem Kupfersulfat vermischt wird, unter einen hohen Druck setzt,

um so ein vorzeitiges Sieden bei 100°C zu vermeiden. Dann müsste über einen

Radiator die Wärme abgegeben werden in einen Kreislauf, der Wasser verdampft

und so eine Turbine antreibt. Da an der Reaktion kein gasförmiger Stoff teilnimmt,

kommt es zu keiner Beeinflussung des chemischen Gleichgewichts bei der

Anlagerung, bzw. Abspaltung von Wasser. Das Wasser liegt im Druckwasserreaktor

in flüssiger Form vor. Das Problem besteht hier vielmehr im Austausch des

Kupfersulfates also des Wärmelieferanten. Dazu müsste man die Druckkammer

öffnen und dies wahrscheinlich mehrmals am Tag wahrscheinlich. Dies wäre

theoretisch umsetzbar mit einer Druckschleuse, was jedoch wiederum einen

Wirkungsgradverlust zur Folge hätte. Weiterhin sollte die Durchmischung von

Kupfersulfat und Wasser optimiert werden, damit weniger Wasser für die Reaktion

benötigt wird, da die Energie, die beim Erhitzen dieses Wasser benötigt wird, mit

steigender Menge auch den Wirkungsgrad in zunehmendem Ausmaß verringert.

14

Eine weitere Nutzungsmöglichkeit wäre die als Heizungsspeichermedium. Man trocknet das Kupfersulfat im Sommer in der Sonne und lagert es dann luftdicht verschlossen ein, um es im Winter nutzen zu können. Da hier keine Temperaturen über 100° herrschen ist dies relativ leicht umsetzbar. Es müssen nur zwei Kreisläufe, ein Reaktionskreislauf und einem Wärmeaufnahmekreislauf, die über einen Wärmeaustauscher verbunden sind, vorhanden sein, da das Kupfersulfat nicht aus dem Wasserhahn kommen soll. Das Zuführen des Kupfersulfates in den Heizkessel stellt kein Problem dar, da dies bequem über einen elektronischen Dosierer geregelt werden kann. Das größere Problem stellt hier wahrscheinlich die Wiedergewinnung des gelösten Kupfersulfates dar, da dieses ja wieder verwendet werden soll. Bei einem Mischungsverhältnis von 1:1 kann ein Teil auf jeden Fall durch eine Art Sieb zurückgehalten werden und ein Teil löst sich fein im Wasser. Diesen Teil auf Dauer im Wasser zu belassen, dürfte kein Problem darstellen, d.h. man hätte stetig blaues Wasser, zu dem weißes Kupfersulfat hinzugefügt wird. Das Wasser erwärmt sich und gibt diese Wärme mittels eines Radiators ab. Das im Wasser schwimmende Kupfersulfat wird anschließend durch ein Sieb bzw. ein anderes physikalisches Trennverfahren aus dem Wasser gezogen und eingelagert. Es kann dann wieder getrocknet werden. Der ganze Vorgang verläuft abgasfrei und somit nicht umweltgefährdend. Und mit der Trocknung des Kupfersulfates in der Sonne kann die Sonnenenergie gespeichert und bei Bedarf freigesetzt werden. Kupfersulfat hat die Wassergefährdungsklasse 2, ist also als

Wassergefährdend eingestuft. Es wirkt „giftig für Wasserorganismen“ und kann

„längerfristige schädliche Wirkungen“ auf Gewässer haben. Die „Freisetzung in die

Umwelt“ sollte vermieden werden (R50/53; S61). Man muss also, sollte man

Kupfersulfat als Energiespeicher verwenden, darauf achten, dass es nicht aus dem

System entweicht.

15

3. Schluss

Nach unseren Ergebnissen ist Kupfersulfat als Wämespeicher gut geeignet.

Will man Kupfersulfat als Heizungsbrennstoff in Privathaushalten verwenden, so

sollte dies keine größeren Probleme bereiten. Die großtechnische Umsetzung, also

die Umsetzung auf industrielle Maßstäbe benötigt noch weiterer Forschungsarbeit.

Ein Wirkungsgrad von 47% ist allerdings sehr vielversprechend und stellt eine

Grundlage für weitere Untersuchungen dar.

Es wird kein Rohstoff (Brennmaterial) verbraucht. Allerdings kann es durch

Verunreinigungen dazu kommen, dass das Kupfersulfat in größeren Abständen

ausgewechselt werden muss. Die benötige Menge ist allerdings keinesfalls

vergleichbar mit der Menge an Gas, die man zum heizen braucht.

In dieser Arbeit wurde nur auf die Energieausbeute bei der Anlagerung von

Kristallwasser eingegangen. Es bleibt jetzt noch zu untersuchen, wie gut sich das

Wasser durch Rösten in der Sonne aus dem Pentahydratkomplex entziehen lässt.

Außerdem bleibt die Fragen, wie wasserfrei dieses Kupfersulfat ist, da die

Lösungsenthalpie mit steigendem Kristallwassergehalt abnimmt.

16

4. Abbildungsverzeichnis

• Abb. 1 Kupfer(II)-sulfatpentahydrat von Ben Mills

• Abb. 2 Kupfer(II)-sulfatanhydrat

17

5. Literaturverzeichnis

• „Chemie - Das Basiswissen den Chemie“, Charles E. Mortimer, übersetzt und

überarbeitet von Ulrich Müller,7. korrigierte Auflage, Georg-Thieme-Verlag Stuttgart

New York, 2001

• „Allgemeine Chemie“, Hrsg. Klaus Dehnert, Manfred Jäckel, Horst Oehr, Prof. Dr.

Hatto Seitz, Westermann Schroedel Diesterweg Schöningh Winklers GmbH

Braunschweig, 2004

• „Metzler Physik“, Hrsg. J. Grehn und J.Krause, 4. Auflage, Westermann Schroedel

Diesterweg Schöningh Winklers GmbH Braunschweig, 2007

18