065 – Llei de Hess

La calorimetria és la manera com la química posa un nombre a la calor. Un recipient s'aïlla de manera que tota l'energia que un procés allibera o absorbeix es queda en el seu contingut, la temperatura d'aquest contingut es llegeix abans i després, i l'energia es dedueix de la massa, la capacitat calorífica específica i el canvi de temperatura. Els nombres obtinguts d'aquesta manera són el que un enginyer de processos utilitza per dimensionar una camisa de refrigeració, el que un laboratori d'alimentació reporta com a recompte de calories, i el que una planta de calç o ciment utilitza per calcular el pressupost del combustible necessari per expulsar el diòxid de carboni de la pedra calcària.

La mesura val la pena de ser feta perquè l'entalpia és una funció d'estat: la calor intercanviada en passar d'un conjunt de substàncies a un altre depèn només de quines són aquestes substàncies, no de la ruta presa entre elles. Això és la llei de Hess. Vol dir que una reacció massa lenta, massa violenta o massa impura per a ser mesurada directament encara es pot obtenir, sumant les entalpies de qualsevol seqüència de passos que comenci i acabi al lloc adequat. També vol dir que una calor mesurada no diu res per si sola —s'ha de dividir per la quantitat de substància responsable, de manera que cada resultat calorimètric comença amb un recompte de mols i un reactiu limitant.

En aquest laboratori executareu cinc processos en el mateix calorímetre i registrareu la temperatura abans i després de cadascun. Dos són físics: la barreja d'etanol amb aigua, i la dissolució de clorur d'amoni en aigua. Intercanvien calor en direccions oposades. Un és un control en el qual no passa res mesurable. Els altres dos són químics: carbonat de calci atacat per àcid clorhídric, i àcid clorhídric neutralitzat per hidròxid de sodi. Convertireu cada canvi de temperatura en una entalpia per mol, comparareu els cinc entre si, i després fareu servir la llei de Hess per demostrar que el més petit dels cinc és la petita diferència entre dos nombres molt més grans.

Objectius educatius

Tècnica calorimètrica

• Carregueu un calorímetre, tanqueu la tapa, remeneu el contingut i preneu una temperatura inicial i una de final en l'ordre correcte.
• Expliqueu quina és la contribució de la tapa i del mesclador, i per què una lectura presa abans de remenar no és la temperatura de la barreja.

Mesurar una quantitat de substància

• Mesureu 100 mL d'un líquid amb un proveta graduada i peseu un sòlid en pols en una barqueta de pesada tarada amb una aproximació de 0,01 g.
• Convertiu un volum i una concentració, o una massa i una massa molar, en un nombre de mols abans de calcular qualsevol energia.

Convertir un canvi de temperatura en una entalpia

• Apliqueu q = m × c × ΔT al contingut del calorimeter i després ΔH = −q / n per obtenir una entalpia molar amb el signe correcte.
• Primer, identifiqueu el reactiu limitant i utilitzeu el seu nombre de mols en lloc del més gran.

Distingir els efectes tèrmics físics dels químics

• Classifiqueu cadascun dels cinc processos com a mescla, dissolució o reacció, i digueu en cada cas quins enllaços o forces intermoleculars es trenquen i quins es formen.
• Utilitzeu els termes exotèrmic i endotèrmic amb la convenció de signes que els correspon, en lloc d'emprar-los com a etiquetes per a calent i fred.

Aplicació de la llei de Hess

• Construïu una ruta de dos passos a una reacció l'entalpia de la qual és difícil de mesurar, i mostreu que els dos passos sumen el valor d'un sol pas.
• Reconeixeu la cancel·lació dels ions espectadors i expliqueu per què cada àcid fort neutralitzat per cada base forta dóna la mateixa entalpia molar.

Lectura d'un experiment de control

• Indiqueu què estableix l'Experiment 3 tot i que no passi res en ell, i per què la interpretació de l'Experiment 4 en depèn.

Avaluar fins a quin punt es pot confiar en un resultat calorètric

• Expliqueu per què la capacitat calorífica específica del contingut, i no la de l'aigua, és la que s'ha d'incloure en el càlcul.

Protocol

Experiment 1: Aigua + Alcohol

1. Mesura 100 ml d'aigua destil·lada utilitzant el cilindre graduat.
2. Aboca el contingut del cilindre graduat al calorímetre.
3. Submergeix la punta del termòmetre digital al líquid per prendre'n la temperatura.
4. La temperatura inicial de l'aigua apareixerà a la taula de resultats.
5. Mesura 100 ml d'etanol amb el cilindre graduat.
6. Aboca el contingut del cilindre graduat al calorímetre.
7. Fixeu la tapa al calorimetre.
8. Premeu el botó verd de remenador de la tapa del calorímetre i deixeu que remeni durant almenys 10 segons.
9. Introduïu el termòmetre digital a la tapa del calorímetre.
10. La temperatura de la barreja apareixerà a la taula de resultats.
11. Atura l'agitador prement el botó vermell.
12. Retira el termòmetre de la tapa del calorímetre.
13. Traieu la tapa del calorímetre i buideu-ne el contingut a la paperera de recuperació.
14. Esbandiu el calorímetre amb aigua destil·lada i buideu-ne el contingut al dipòsit de recuperació.
15. Esbandiu el cilindre graduat amb aigua destil·lada i buideu el seu contingut al dipòsit de recuperació.

Experiment 2 : Aigua + NH₄Cl

1. Mesura 100 ml d'aigua destil·lada utilitzant el cilindre graduat.
2. Aboca el contingut del cilindre graduat al calorímetre.
3. Submergeix la punta del termòmetre digital al líquid per prendre'n la temperatura.
4. La temperatura inicial de l'aigua apareixerà a la taula de resultats.
5. Peseu aproximadament 9,2 g (6 ml) de clorur d'amoni en pols utilitzant la barqueta de pesatge.
6. Aboca el contingut del vaixell de pesada dins del calorímetre.
7. Fixeu la tapa al calorimetre.
8. Premeu el botó verd de l'agitador a la tapa del calorímetre i deixeu-lo agitar durant almenys 10 segons.
9. Introduïu el termòmetre digital a la tapa del calorímetre.
10. La temperatura de la barreja apareixerà a la taula de resultats.
11. Atura l'agitador prement el botó vermell.
12. Retira el termòmetre de la tapa del calorímetre.
13. Traieu la tapa del calorímetre i buideu-ne el contingut a la paperera de recuperació.
14. Esbandiu el calorímetre amb aigua destil·lada i buideu-ne el contingut al dipòsit de recuperació.
15. Esbandiu el cilindre graduat amb aigua destil·lada i buideu el seu contingut al dipòsit de recuperació.

Experiment 3: Aigua + CaCO₃₃

1. Mesura 100 ml d'aigua destil·lada utilitzant el cilindre graduat.
2. Aboca el contingut del cilindre graduat al calorímetre.
3. Submergeix la punta del termòmetre digital al líquid per prendre'n la temperatura.
4. La temperatura inicial de l'aigua apareixerà a la taula de resultats.
5. Peseu aproximadament 9,5 g (3,5 ml) de carbonat de calci en pols utilitzant la barqueta de pesatge.
6. Aboca el contingut del vaixell de pesada dins del calorímetre.
7. Fixeu la tapa al calorímetre.
8. Premeu el botó verd de l'agitador a la tapa del calorímetre i deixeu-lo agitar durant almenys 10 segons.
9. Introduïu el termòmetre digital a la tapa del calorímetre.
10. La temperatura de la barreja apareixerà a la taula de resultats.
11. Atura l'agitador prement el botó vermell.
12. Retira el termòmetre de la tapa del calorímetre.
13. Traieu la tapa del calorimetre i aboqueu-ne el contingut líquid al contenidor de recuperació negre, transferint els sòlids amb les espàtules.
14. Esbandiu el calorímetre amb aigua destil·lada i buideu-ne el contingut al dipòsit de recuperació.
15. Esbandiu el cilindre graduat amb aigua destil·lada i buideu el seu contingut al dipòsit de recuperació.

Experiment 4: HCl + CaCO₃₃

1. Mesura 100 mL d'àcid clorhídric (HCl) 2 M utilitzant el cilindre graduat.
2. Aboca el contingut del cilindre graduat al calorímetre.
3. Submergeix la punta del termòmetre digital al líquid per prendre'n la temperatura.
4. La temperatura inicial de l'àcid clorhídric apareixerà a la taula de resultats.
5. Peseu aproximadament 9,5 g (3,5 ml) de carbonat de calci en pols utilitzant la barqueta de pesatge.
6. Aboca el contingut del vaixell de pesada dins del calorímetre.
7. Fixeu la tapa al calorímetre.
8. Introduïu el termòmetre digital a la tapa del calorímetre.
9. Inicia el cronòmetre.
10. Premeu el botó de l'agitador verd de la tapa del calorímetre i deixeu que remeni.
11. Observeu la reacció que es produeix al gràfic de temperatura contra temps.
12. Quan la reacció estigui completa (la temperatura assolirà una meseta), atureu el cronòmetre.
13. Atura l'agitador prement el botó vermell.
14. Retira el termòmetre de la tapa del calorímetre.
15. Traieu la tapa del calorímetre i buideu-ne el contingut a la paperera de recuperació.
16. Esbandiu el calorímetre amb aigua destil·lada i buideu-ne el contingut al dipòsit de recuperació.
17. Esbandiu el cilindre graduat amb aigua destil·lada i buideu el seu contingut al dipòsit de recuperació.

Nota: la velocitat de reacció és accelerada 10 vegades.

Experiment 5: HCl + NaOH

1. Mesura 100 ml d'una dissolució de NaOH 1M utilitzant el cilindre graduat.
2. Aboca el contingut del cilindre graduat al calorímetre.
3. Submergeix la punta del termòmetre digital al líquid per prendre'n la temperatura.
4. La temperatura inicial de l'aigua apareixerà a la taula de resultats.
5. Mesura 100 mL d'HCl 1M utilitzant el cilindre graduat.
6. Aboca el contingut del cilindre graduat al calorímetre.
7. Fixeu la tapa al calorímetre.
8. Premeu el botó verd de remenador de la tapa del calorímetre i deixeu que remeni durant almenys 10 segons.
9. Introduïu el termòmetre digital a la tapa del calorímetre.
10. La temperatura de la barreja apareixerà a la taula de resultats.
11. Atura l'agitador prement el botó vermell.
12. Retira el termòmetre de la tapa del calorímetre.
13. Traieu la tapa del calorímetre i buideu-ne el contingut a la paperera de recuperació.
14. Esbandiu el calorímetre amb aigua destil·lada i buideu-ne el contingut al dipòsit de recuperació.
15. Esbandiu el cilindre graduat amb aigua destil·lada i buideu el seu contingut al dipòsit de recuperació.

Resultats previstos

Cinc processos, un calorímetre i un canvi de temperatura que cal convertir en una entalpia en cada cas. La taula recull el que ha de donar cada experiment. La columna de capacitat calorífica és la capacitat del contingut del calorímetre, la qual no és la mateixa d'un experiment a un altre, i aquesta és la raó per la qual els cinc canvis de temperatura no són proporcionals a les cinc entalpies molars.

Des d'un canvi de temperatura fins a una entalpia

Cada un dels cinc resultats s'obté de la mateixa manera, en dos passos. Primer, la calor que va entrar o sortir del contingut del calorímetre, q = m × c × ΔT, on m és la massa de tot el que hi ha al recipient i c la seva capacitat calorífica específica. Després, l'entalpia molar, ΔH = −q / n, on n és el nombre de mols de la substància per a la qual es calcula l'entalpia, i el signe menys converteix “el contingut s'ha calentat” en “el procés ha alliberat energia”. L'experiment 5 s'ha desenvolupat així: 200 mL de solució barrejada tenen una massa d'uns 203 g i una capacitat calorífica específica d'uns 4,16 J/(g·K), de manera que el contingut té 203 × 4,16 = 845 J/K; per tant, un augment de 6,4 °C correspon a q = 845 × 6,4 = 5,41 kJ; i com que 100 mL d'àcid d'1 mol/L contenen 0,100 mol, ΔH = −5,41 / 0,100 = −54 kJ per mol de HCl.

El pas que els estudiants solen equivocar-se més sovint és la capacitat calorífica. És temptador utilitzar 4,18 J/(g·K) per a tot, perquè la major part del contingut del recipient és aigua. En l'Experiment 1, això dona una resposta incorrecta per gairebé una quarta part: els continguts són 100 g d'aigua a 4,18 més 78,9 g d'etanol a 2,44 J/(g·K), per tant, la capacitat és de 100 × 4,18 + 78,9 × 2,44 = 418 + 192 = 610 J/K, mentre que 178,9 g d'aigua serien 748 J/K. Utilitzant la xifra de l'aigua amb els 8,0 °C observats, es retornarien 6,0 kJ en lloc de 4,88 kJ i una entalpia molar de −3,5 en lloc de −2,85 kJ/mol. La mateixa precaució s'aplica, encara que de manera menys severa, a les solucions salines concentrades dels experiments 2, 4 i 5, les capacitats calorífiques específiques de les quals se situen aproximadament entre un 4 i un 7 per cent per sota de la de l'aigua pura.

Experiment 1 — etanol i aigua: un procés físic, i s'escalfa

Aquí no es produeix cap reacció. No es trenca cap enllaç dins d'una molècula d'aigua ni d'etanol, i no es forma cap substància nova; el que canvia és quines molècules estan unides per enllaços d'hidrogen amb quines. Trencar la xarxa d'enllaços d'hidrogen de l'aigua pura i la xarxa més feble de l'etanol pur requereix energia, i formar enllaços d'hidrogen entre aigua i etanol la retorna. El grup hidroxil de l'etanol és un bon donant i acceptor, i la petita molècula d'etanol encaixa a la xarxa de l'aigua sense alterar-ne gaire part, de manera que torna una mica més d'energia de la que s'hi ha invertit i la barreja s'escalfa. 100 mL d'etanol són 78,9 g, o 1,71 mol a M = 46,07 g/mol; amb la capacitat tèrmica dels continguts de 610 J/K, un augment de 8,0 °C és de 4,88 kJ, que equival a 2,85 kJ per mol d'etanol. Expressat per mol de la mescla sencera — 5,55 mols d'aigua més 1,71 mols d'etanol, així que 7,26 mol — això és 0,67 kJ/mol, que es troba just dins de l'entalpia d'excedent de mescla publicada per a aquest sistema, el mínim de la qual és d'uns 0,8 kJ/mol a prop d'una fracció molar d'etanol de 0,2. La figura d'aquesta pàgina és, per tant, realista, no pas convenient.

La mateixa adaptació intermolecular es manifesta en el volum i val la pena mesurar-la. El volum excessiu de mescla per a l'aigua i l'etanol en aquesta composició és d'uns −0,9 cm.³ per mol de mescla, així que 7,26 mol es contrauen aproximadament 7 mL: abocar 100 mL en 100 mL dona uns 193 mL, no 200. Un estudiant que llegeix el nivell al calorímetre i veu que és curt no ha vessat res. La contracció i l'escalfament són dues cares d'un mateix fet: que el líquid mesclat està més fermament unit que qualsevol dels líquids purs.

Experiment 2 — clorur d'amoni: un procés físic, i es refreda

La dissolució d'un sòlid iònic és la suma de dos grans termes oposats. Cal desfer la xarxa cristal·lina, cosa que costa l'entalpia de la xarxa, +705 kJ/mol per a NH₄Cl; els ions separats s'hidraten, cosa que allibera uns −690 kJ/mol. L'entalpia de solució mesurada és el petit residu, +14,8 kJ/mol, aproximadament un 2 per cent de cada terme — i és precisament per això que les entalpies de solució són difícils de predir i fàcils de mesurar, i per què cal mesurar-les. Aquí el residu és positiu, de manera que el procés extreu calor de l'aigua i la temperatura baixa. Amb 9,2 g, o 0,172 mol a M = 53,49 g/mol, la solució cedeix 0,172 × 14,8 = 2,55 kJ; els continguts són de 109,2 g a uns 3,90 J/(g·K), és a dir, 426 J/K, i la baixada és de 2550 / 426 = 6,0 °C.

Com que aquí no hi ha cap limitació, la mida de la gota es determina només per la quantitat de sal que s'ha pesat: aproximadament 0,65 °C per gram, de manera que un gram menys de l'objectiu costa un grau complet de senyal. Pesa tan a prop de 9,2 g com permeti la bàscula. La sal es dissol completament — 9,2 g en 100 mL equivalen a 1,72 mol/L, enfront d'una solubilitat propera a 37 g per 100 mL a temperatura ambient, de manera que la solució es troba aproximadament a un quart de saturació i no hauria de quedar cap residu al recipient. Aquest és el principi d'un paquet de gel instantani, que consisteix en una bossa d'aigua i un sobre d'un sal d'amonio.

Experiment 3 — carbonat de calci en aigua: el control, i per què és necessari

El termòmetre no s'ha de moure. El carbonat de calci no és insoluble en sentit absolut — res no ho és — però és prou proper perquè la distinció no es pugui veure en un calorímetre. El seu producte de solubilitat és K_esp = 3,3 × 10⁻⁹, per tant una solució saturada conté √K_esp = 5,7 × 10⁻⁵ mol/L d'ions de calci. En 100 mL això és 5,7 × 10⁻⁶ mol, o 0,57 mg dels 9,5 g pesats: sis milèsimes d'un per cent. A una entalpia de solució d'uns −12,3 kJ/mol, la calor alliberada és de 0,07 J, i 0,07 J repartits sobre 420 J/K de contingut suposen un augment de temperatura de 0,0002 °C. Un termòmetre hauria de ser uns trenta-cinc mil vegades més sensible que un que llegeixi graus sencers per detectar-ho. Remenar no canvia res, perquè el límit és termodinàmic i no cinètic: l'aigua es satura en qüestió de segons i es manté així.

Seria fàcil tractar això com un experiment inútil, i és el més probable que s'ometi. No s'hauria de fer, perquè és la branca de referència de l'argument sobre la qual es fonamenta l'Experiment 4. L'Experiment 4 posa els mateixos 9,5 g del mateix pols en 100 mL de líquid i registra un augment de diversos graus. Sense l'Experiment 3, un estudiant no pot dir si aquesta calor provenia de la reacció del carbonat amb l'àcid o simplement de la del carbonat amb un líquid. L'Experiment 3 elimina la segona possibilitat i, en fer-ho, permet que tota l'entalpia de l'Experiment 4 s'atribueixi a la reacció. Un control que no retorna res també ha retornat un resultat.

Experiment 4 — carbonat i àcid, i la llei de Hess en acció

La reacció és CaCO₃(s) + 2 HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g), de manera que es consumeixen dos mols d'àcid per cada mol de carbonat i el gas surt del recipient. Fes un balanç abans de calcular res: 9,5 g de CaCO₃ amb M = 100,09 g/mol són 0,095 mol, que necessiten 0,190 mol d'HCl, i 100 mL d'àcid 2 mol/L subministren 0,200 mol. El carbonat és limitant i l'àcid només té un 5 % d'excés, que és el marge més estret de tot aquest laboratori — si peses un gram de més, l'àcid s'esgota abans que la pols i la calor mesurada serà insuficient. A -14,6 kJ per mol de carbonat, la reacció allibera 0,095 × 14,6 = 1,39 kJ, i amb una calor específica d'uns 375 J/K, això suposa un augment de 3,7 °C. Això és el que mostrarien els continguts per si sols; el termòmetre marca una mica menys. Una prova registrada al quadern de resultats comença a 21,3 °C i s'estabilitza a 24,3 °C, un augment de 3,0 °C, amb el plató assolit en poc menys d'un minut segons el cronòmetre. La diferència és que el mateix calorímetre s'emporta la seva part dels 1,39 kJ: La divisió de 1,39 kJ per la pujada de 3,0 °C observada dona un valor efectiu de 460 J/K, i els ~85 J/K per sobre dels 375 J/K dels continguts són la constant del calorímetre feta visible. Comparar els dos augments és la manera més ràpida d'estimar aquesta constant que ofereix aquest laboratori. El protocol assenyala que la simulació fa anar la reacció molt més ràpid que a la realitat, de manera que el temps transcorregut a la pantalla correspon a diversos minuts a la banqueta. Ara, el punt del laboratori. 14,6 kJ/mol és un nombre petit, i el que n'és interessant és que és petit: una quarta part de la neutralització de l'Experiment 5, a partir d'una reacció que fa bombolles visiblement i dissol un sòlid. La llei de Hess ho explica, perquè el canvi global es pot assolir a través d'una ruta de dos passos les entalpies dels quals són enormement grans individualment.

Considereu aquesta taula com una cancel·lació. El pas 1 és la calcinació, la descomposició industrial del calcari en calç viva, i és fortament endotèrmica: cal subministrar 179 kJ per cada mol, i per això un forn de calç crema combustible. El pas 2 és la calç atacada per un àcid, que és fortament exotèrmica amb −193,4 kJ/mol. Sumeu-los i el CaO s'anul·la en ambdós costats, deixant la reacció realment portada a terme en el calorímetre amb una entalpia de −14,4 kJ/mol — una diferència del 7 per cent entre dos nombres de l'ordre de 190. La calor que mesura un estudiant a l'Experiment 4 és petita no perquè passi poca cosa, sinó perquè passa molt en dues direccions alhora. Aquesta és la funció més útil de la llei de Hess: permet obtenir una quantitat com la diferència de dues quantitats grans i mesurables per separat quan la quantitat en si és difícil d'aïllar. El laboratori 060 construeix el mateix tipus de cicle per al magnesi i l'òxid de magnesi.

Tant les entalpies de cada pas com els −14,4 kJ/mol als quals sumen s'obtenen a partir de les entalpies estàndard de formació, de manera que un professor pot reconstruir qualsevol gràfic d'aquesta pàgina a partir d'una taula de dades en lloc de confiar-hi cegament. Per al pas 1, ΔH = [−635,1 + (−393,5)] − [−1207,6] = +179,0 kJ/mol. Per al pas 2, ΔH = [−877,1 + (−285,8)] − [−635,1 + 2(−167,2)] = −1162,9 − (−969,5) = −193,4 kJ/mol. I directament, en un sol pas, ΔH = [−877,1 − 285,8 − 393,5] − [−1207.6 + 2(−167.2)] = −1556.4 + 1542.0 = −14.4 kJ/mol. Els tres càlculs fan servir la mateixa taula i coincideixen, la qual cosa és el que significa que l'entalpia és una funció d'estat.

Experiment 5 — neutralització, i la llei de Hess per segona vegada

Escrita de manera desenvolupada, la reacció és HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l), però aquesta equació conté dos ions que no fan res. El sodi és un catió hidratat abans de la mescla i un catió hidratat després; el clorur igualment. Elimineu-los i el que queda és H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) — la formació d'un enllaç covalent O–H a partir de dos ions separats, i l'únic esdeveniment químic al recipient. Totes dues rutes han de donar la mateixa entalpia, i així ho fan. A partir de l'equació molecular, ΔH = [−407,3 + (−285,8)] − [−167,2 + (−470,1)] = −693,1 + 637,3 = −55,8 kJ/mol. A partir de l'equació iònica neta, ΔH = [−285,8] − [0 + (−230,0)] = −55,8 kJ/mol. Idèntiques, perquè els termes espectadors que s'han eliminat s'han cancel·lat exactament — la qual cosa és la llei de Hess aplicada no a una seqüència de passos sinó a dues descripcions diferents del mateix pas.

Això té una conseqüència que val la pena destacar, perquè és la motiu per la qual aquesta mesura apareix en tots els cursos d'introducció. Com que els espectadors s'anul·len, l'entalpia de neutralització no depèn de quin àcid fort o quina base fort s'hagi utilitzat. L'àcid nítric i el hidròxid de potassi donarien la mateixa xifra; igualment ho faria l'àcid sulfúric, per mol d'ió hidrogen. Qualsevol parell que estigui completament dissociat fa la reacció idèntica, i la constància del valor mesurat entre aquests parells és l'evidència experimental que els àcids forts realment estan completament dissociats. Un àcid feble dóna una xifra menor, perquè part de l'energia alliberada es gasta primer a dissociar l'àcid, i aquesta diferència és com s'obté una entalpia de dissociació.

Quantitativament: 100 mL de NaOH a 1 mol/L contenen 0,100 mol i 100 mL de HCl a 1 mol/L contenen 0,100 mol, de manera que tots dos són exactament equivalents, cap dels dos està en excés i el producte és 200 mL de clorur de sodi a 0,5 mol/L a pH 7. El valor de referència per a aquest laboratori és de 54 kJ alliberats per mol, la qual cosa dona 5,40 kJ i un augment de 6,4 °C. A tall de comparació, la taula d'entalpia de formació anterior retorna −55,8 kJ/mol i el valor generalment tabulat per a un àcid fort diluït amb una base forta és de −57,1 a −57,3 kJ/mol; els 54 kJ/mol del laboratori estan un 3 al 6 per cent per sota d'aquests, la qual cosa correspon a la direcció i aproximadament a la magnitud del dèficit que produeix un calorímetre no calibrat, ja que la calor absorbida pel mateix recipient no es compta mai.

Poseu els cinc resultats l'un al costat de l'altre i l'ordenació és la lliçó. Reorganitzar els enllaços d'hidrogen entre dos líquids que ja en tenien costa o retorna uns quants quilojoules per mol (Experiment 1, 2,85). Desmuntar un xarquet iònic i hidratar-ne les peces és la gairebé cancel·lació de dos termes al voltant de 700 kJ/mol, deixant un residu del mateix ordre petit (Experiment 2, 14,8). Dissoldre un sòlid el xarquet del qual l'aigua no pot trencar no retorna absolutament res (Experiment 3). Una reacció les dues rutes parcials de la qual gairebé es cancel·len retorna un residu de mida similar (Experiment 4, 14,6). Però fer un enllaç covalent on no n'hi havia cap retorna dinou vegades el que fa l'Experiment 1 (Experiment 5, 54). El canvi químic i el canvi físic no són diferents en essència aquí —tots dos són energies d'enllaç que s'intercanvien—, sinó que difereixen en un ordre de magnitud quant a quanta energia hi ha sobre la taula.

Resum de tasques per rang de qualificació

De 9è a 10è grau

Enfocament exotèrmic i endotèrmic com a categories observables, i un mesurament acurat. Els estudiants haurien de marxar sabent dir quins dels cinc processos van desprendre calor, quins la van absorbir i quins no van fer ni una cosa ni l'altra, i sabent utilitzar les dues paraules correctament.

Activitats: executeu els cinc experiments i registreu la temperatura inicial i final de cadascun en una taula pròpia, amb el signe de cada canvi. Ordeneu els cinc en escalfats, the refredats i sense canvis. Predeu, abans d'executar l'Experiment 3, què hauria de fer a la temperatura una substància que no es dissol, i després digueu si la predicció es va complir. Escriviu l'equació de paraules per als Experiments 4 i 5.

11è curs

Enfocament convertir un canvi de temperatura en una entalpia molar. El pas d'una lectura en una pantalla a un nombre que es pugui comparar amb un llibre de dades és tot el contingut d'aquesta banda.

Activitats: per a cada experiment, calculeu el nombre de mols implicats, identifiqueu el reactiu limitant quan n'hi hagi un, apliqueu q = m × c × ΔT i després ΔH = −q / n, i compareu el resultat amb el valor citat aquí. Ajusteu l'equació de l'experiment 4 i demostreu que l'àcid està en un 5 per cent d'excés. Expliqueu per què la caiguda de temperatura de l'experiment 2 és proporcional a la massa pesada, mentre que l'augment de l'experiment 4 no és proporcional a res que l'estudiant controli. Justifiqueu l'ordenació de les cinc entalpies molars.

12è curs / Nivell universitari

Enfocament La llei de Hess com a eina de treball i una anàlisi honesta dels errors. Els estudiants han de ser capaços de construir una ruta, defensar l'aritmètica a partir d'una taula d'entalpies de formació i indicar quina part de la discrepància amb els valors publicats pot explicar el seu aparell.

Activitats: reproduïu la ruta de calcinació en dos passos de l'Experiència 4 i mostreu que suma el valor d'un sol pas; deriveu les tres entalpies de manera independent a partir de la taula d'entalpies estàndard de formació. Demostreu que les equacions molecular i iònica neta de l'Experiència 5 donen el mateix resultat, iargueu a partir d'això a favor de l'afirmació que l'entalpia de neutralització de qualsevol àcid fort per qualsevol base forta és la mateixa. Estimeu la calor emportada pel diòxid de carboni a l'Experiència 4. Dissenyeu, sense dur-lo a terme, un pas de calibratge que fixés la capacitat calorífica del calorimeter, i dieu quins serien els cinc resultats si resultés ser de 50 J/K. Compareu aquest cicle amb el cicle del magnesi i l'òxid de magnesi del laboratori 060.

Equipament de laboratori

Instruments

• Calorímetre amb tapa aïllada, agitador motoritzat i botons de control verd/vermell
• Termòmetre digital
• Balança electrònica
• Nau de pesada
• Proveta graduada de 250 mL (cada experiment mesura 100 mL; la proveta de 70 mL subministrada no hi cabrà)
• Espàtula (Experiment 3, per transferir el carbonat no dissolt)
• Cronòmetre o temporitzador (només per a l'Experiment 4)
• Pisseta d'aigua destil·lada
• Recipient de recuperació i dipòsit de recuperació

Productes

• Aigua destil·lada (100 mL en els experiments 1, 2 i 3, més el rentat entre cada experiment)
• Etanol, líquid (100 mL, Experiment 1)
• No hi ha₄Cl, pols (9,2 g, Experiment 2)
• CaCO₃, en pols (9,5 g en cadascun dels Experiments 3 i 4)
• HCl 2 mol/L, solució (100 mL, Experiment 4)
• HCl 1 mol/L, solució (100 mL, Experiment 5)
• NaOH 1 mol/L, solució (100 mL, Experiment 5)