Reversible Anlagerung von Wasser an Kupfersulfat mit dem Ziel der ...

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
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Inhalt
1. 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
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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.
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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.
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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.
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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.
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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.
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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
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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.
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5,00
Energieabgabe
3,75
Q[kJ]
2,50
1,25
0
0,26
0 2,5 5 7,5 10 12,5 15 17,5 20 22,5
m(CuSO4)[g}
Energiequotient
Q/m[kJ/g]
0,24
0,22
0,20
0,18
2,5 5 7,5 10 12,5 15 17,5 20 22,5
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.
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15,00
11,25
Q[J]
7,50
3,75
0
1 2 3 4 5
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.
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15,00
11,25
Q[J]
7,50
3,75
0
1 2 3 4 5
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 = mH 2 O/(mCuSO 4 + 203 g)
mCuSO 4 = mH 2 O - 203g
= 1000 g - 203 g = 797 g
mH 2 O,blau /mCuSO 4 = 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.
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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.
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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.
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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.
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4. Abbildungsverzeichnis
• Abb. 1 Kupfer(II)-sulfatpentahydrat von Ben Mills
• Abb. 2 Kupfer(II)-sulfatanhydrat
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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
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