Dvě látky, jedna kyselina, jeden kalorimetr a otázka, na kterou jediná experimentální reakce nedokáže odpovědět: kolik energie se uvolní, když hoří hořčík v kyslíku? Hořčík hoří příliš prudce a příliš jasně na to, aby ho bylo možné přímo změřit v školním kalorimetru, a reakci nelze přimět k tomu, aby probíhala pomalu v kádince s vodou. Způsob, jak obejít tento problém, je standardním trikem termochemie – změřit dvě reakce, které plechovka provést bezpečně a pak je aritmeticky zkombinovat, abychom dospěli k té, kterou provést nelze. To je Hessův zákon: protože entalpie je stavová funkce, změna energie mezi dvěma stavy nezávisí na zvolené trase, takže reakci, kterou nelze změřit, lze sestavit z reakcí, které jsou snadné.
Obě snadné reakce jsou ty, které se provádějí zde. Kovový hořčík se rozpouští v kyselině chlorovodíkové za vzniku vodíku a roztoku chloridu hořečnatého; oxid hořečnatý se rozpouští ve stejné kyselině za vzniku téhož roztoku a vody namísto vodíku. Obě jsou exotermní, obě proběhnou do konce během několika minut a obě jsou bezpečné v uzavřené nádobě s zředěnou kyselinou. Odečtením jedné od druhé a přičtením známé slučovací entalpie kapalné vody zbyde přesně spalování hořčíku. V této laboratorní úloze provedete obě reakce postupně ve stejném kalorimetru se 100 ml 1 mol/l kyseliny chlorovodíkové, zaznamenáte teplotu před každou z nich a po ní a obě sledujete na stejném grafu závislosti teploty na čase – což rovněž zviditelňuje druhý bod laboratorní úlohy, že dvě reakce mezi týmiž prvky mohou uvolnit velmi odlišná množství energie při velmi odlišných rychlostech.
Vzdělávací cíle
Seznámení s kalorimetrickou lavicí
- Identifikujte kalorimetr, jeho víko s otvory pro míchadlo a teploměr, váhy, odměrný válec a tabletu a ukažte, čím každý z nich přispívá k jednomu stanovení.
- Uvědomte si, že se dvakrát používá stejný aparát, takže jakákoli nedokonalost nádoby ovlivňuje oba běhy stejně a při odečtení obou hodnot se do velké míry vyruší.
Čisté provedení opakovaného měření
- Kalorimetr mezi měřeními vyprázdněte, vypláchněte a ochlaďte a vysvětlete, proč je každý z těchto tří kroků nutný před zahájením druhé reakce.
- Potvrďte, že druhý běh začíná od stejné počáteční teploty jako první, namísto toho, abyste to předpokládali.
Dvě reakce téhož kovu
- Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂(g)2(aq) + H2(g) a MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l) a určete, co je na produktech stejné a co je na nich jiné.
- Vysvětlete, proč pouze první produkuje plyn, a co to znamená pro manipulaci s uzavřeným kalorimetrem.
Kalorimetrické měření
- Použít q = MCΔT ke každému běhu a vydělit množstvím limitního reagens, abyste získali dvě molární entalpie.
- Výpočtem dokažte, že v obou pokusech je kyselina v nadbytku, takže limitujícím činitelem každé reakce jsou kov a oxid.
Hessův zákon
- Hessův zákon říká, že celková tepelná změna chemické reakce je nezávislá na cestě, kterou reakce probíhá, pokud jsou počáteční a konečné stavy stejné. Sestavte cyklus, který spojuje obě měřené reakce a tvorbu vody s tvorbou oxidu hořečnatého.
- Zkombinujte tři entalpie se správnými znaménky, abyste získali hodnotu pro reakci, která nebyla nikdy provedena.
Porovnávání sazeb i energií
- Přečtěte dvě křivky v jedné soustavě souřadnic a porovnejte jak dosaženou výšku, tak strmost stoupání.
- Vysvětlete, proč je zde exotermnější reakce zároveň tou rychlejší, a identifikujte faktory – velikost částic, rozpustnost, mechanismus – které to způsobují.
Kritické hodnocení výsledku
- Porovnejte získanou hodnotu s publikovanou slučovací entalpií oxidu hořečnatého a vyjádřete rozdíl v procentech.
- Identifikujte, který ze dvou běhů přispívá k chybě nejvíce, a uveďte, co by se muselo změnit, aby se snížila.
Protokol
- Odměřte 100 ml 1 M kyseliny chlorovodíkové (HCl) pomocí odměrného válce.
- Nalijte obsah odměrného válce do kalorimetru.
- Nasaďte víko na kalorimetr.
- Vložte teploměr do otvoru ve víku.
- Zvažte malý kousek hořčíkové (Mg) pásky (přibližně 0,5 g) na váze.
- Otevřete víko a vložte kousek hořčíku do kalorimetru a co nejrychleji ho opět zavřete.
- Aktivovat časovač.
- Aktivujte míchačku kalorimetru stisknutím zeleného tlačítka na víku.
- Pozorně sledujte vývoj teploty v tabulce výsledků.
- Počkejte asi 3 minuty nebo dokud se teplota nepřestane zvyšovat.
- Zastav stopky.
- Vynulujte časovač stisknutím tlačítka Reset.
- Zastavte agitátor stisknutím červeného tlačítka. Vyjměte teploměr a poté sejměte víko kalorimetru.
- Nalejte tekutý obsah kalorimetru do černého odpadního kontejneru. Odstraňte kousek magneziové pásky pomocí kleští.
- Opláchněte kalorimetr, teploměr a míchadlo destilovanou vodou.
- Nechte kalorimetr vychladnout přibližně 30 sekund.
- Zopakujte kroky 1 až 11 s přibližně 1 g oxidu hořečnatého v kusech.
Reakce je zrychlena 10krát, aby bylo snazší pozorovat úplnou reakci.
Předvídané výsledky
Oba průběhy kyselinu zahřívají a oba se ustálí přibližně za tři minuty, nejsou však stejné: hořčíková stužka prudce šumí, jak se uvolňuje vodík a prudce zvyšuje teplotu, zatímco oxid hořečnatý se rozpouští tise bez jakéhokoli plynu a vyvolává menší a mírnější nárůst. Na grafu tablety se oba objevují společně, kov jako horní křivka a oxid jako dolní. Zde jsou naměřené hodnoty z vlastního teploměru simulace během referenčního běhu:
| Spustit | Pevná látka přidána | Počáteční T | Finále T | ΔT | Uvolněný plyn |
|---|---|---|---|---|---|
| Část 1 | Hořčíková stužka, cca 0,5 g | 22 °C | 37 °C | 15 °C | Vodík, bujarý |
| Část 2 | Oxid hořečnatý, asi 1 g | 22 °C | 27 °C | 5 °C | Žádný |
Obě reakce mají kyselinu v nadbytku, takže limitující látkou je pevná látka. 100 ml 1 mol/l kyseliny je 0,100 mol HCl. Část 1 používá 0,5 / 24,305 = 2,06 × 10−2 mol hořčíku, který spotřebuje 4,1 × 10−2 mol kyseliny; Část 2 používá 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10−2 mol oxidu hořčíku, který spotřebuje 5,0 × 10−2 mol. Obě zanechávají více než polovinu kyseliny zreagované, což je správný způsob, jak experiment navrhnout: zaručuje to, že se každá částice pevné látky rozpustí a že naměřené teplo odpovídá známému množství látky.
Přεměna každého zvýšení teploty na molární entalpii. Při uvažování 100 mL zředěné kyseliny jako 100 g kapaliny se měrnou tepelnou kapacitou vody, 4,18 J g−1 °C−1:
| Krok | Část 1 — hořčík | Část 2 – oxid hořečnatý |
|---|---|---|
| Množství pevné látky, n = m/M | 0,5 / 24,305 = 2,06 × 10−2 mol | 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10−2 mol |
| Uvolněné teplo, q = MCΔT | 100 × 4,18 × 15 = 6,27 kJ | 100 × 4,18 × 5 = 2,09 kJ |
| Molární entalpie, ΔH = −q/n | −305 kJ/mol | −84 kJ/mol |
| Hodnota, kolem které byla stránka napsána | −440 kJ/mol | −150 kJ/mol |
| Zveřejněná hodnota | −466,9 kJ/mol | −151,1 kJ/mol |
Hessův zákon, pro který jsou ty dva průběhy určeny. Napište dvě měřené reakce a vznik vody: (1) Mg(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g), ΔH1; (2) MgO(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2O(l), ΔH2; (3) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l), ΔH3 = −285,8 kJ/mol. Obrácením (2) a jejím přičtením k (1) a (3) se zruší hořečnatý iont, protony, voda a vodík a zbude Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s). Proto ΔHf(MgO) = ΔH1 − ΔH2 + ΔH3. S publikovanými entalpiemi je to −466,9 − (−151,1) + (−285,8) = −601,6 kJ/mol, což je přesně tabulková entalpie tvorby oxidu hořečnatého — cyklus se přesně uzavírá, a to je výsledek, který má laboratoř za úkol reprodukovat.
Proč kov oxid poráží s takovým náskokem. Obě reakce končí stejným vodným hořečnatým iontem, takže rozdíl mezi nimi spočívá zcela v počátečních látkách. V oxidu hořečnatém je hořčík již oxidován: jeho elektronů se již vzdal, mřížková energie MgO (přibližně −3795 kJ/mol) již byla uvolněna a jeho rozpuštění v kyselině neudělá moc jiného, než že vymění oxidový iont za dvě molekuly vody. V kovovém hořčíku jsou oba valenční elektrony stále přítomny k odevzdání, a právě jejich odevzdání protonům kyseliny je zdrojem energie. Reakce oxidu je acidobazická neutralizace; reakce kovu je redoxní reakce. To je ta jediná věta, kterou by si student měl odnést, a to je důvod, proč je rozdíl trojnásobný namísto několika procent.
Sazby se také liší, a to z jiných důvodů. Kovová křivka stoupá strměji a dříve dosahuje své plošiny. Přispívají k tomu tři věci: reakce kovu je exotermičtější na mol, takže rychleji zahřívá své okolí a Arrheniův faktor hraje v její prospěch; na stuze se tvoří vodíkové bublinky a míchají kapalinu na povrchu, kde na tom záleží, čímž neustále odhalují nový kov; a oxid se přidává “po kusech”, takže má menší povrch na gram než tenká stuha. Všimněte si, že poslední z těchto bodů je experimentální volbou, nikoli vlastností látek – práškový oxid hořečnatý by reagoval rychleji než kousky, přesně jak laboratoře 061 a 062 demonstrují pro jiné pevné látky – takže by student neměl vyvozovat závěr, že oxid je v podstatě pomalejším činidlem.
Shrnutí úkolů podle věkové kategorie
9. až 10. ročník
Zaměření Porovnání dvou exotermních reakcí téhož prvku.
Aktivity: Zaznamenejte počáteční a konečnou teplotu pro každý pokus a uveďte obě změny teploty. Popište obě reakce slovy, přičemž si všimněte, že jedna produkuje plyn a druhá ne, a ukažte, jak byste je se zavřenýma očima rozeznali. Napište obě vyrovnané rovnice. Přečtěte dvě křivky na grafu tabletu a uveďte, která reakce uvolnila více energie a která skončila dříve. Vysvětlete, proč je nutné kalorimetr před druhým pokusem vyprázdnit, vypláchnout a ochladit a co by se stalo, kdyby tomu tak nebylo.
11. ročník
Zaměření Kvantitativní kalorimetrie dvou reakcí a důvod, proč se liší.
Aktivity: Vypočítejte množství hořčíku a oxidu hořečnatého a ukažte srovnáním s 0,100 mol dostupné kyseliny, že pevná látka je v obou pokusech limitující reaktant. Aplikujte q = MCΔT ke každému průběhu s rozepsanou substitucí a následně získejte obě molární entalpie. Pomocí oxidačních čísel vysvětlete, proč kov uvolňuje přibližně třikrát více energie na mol než oxid, a označte jednu reakci za redoxní a druhou za neutralizační. Vypočítejte objem vodíku produkovaného v Části 1 a zkomentujte provádění této reakce uvnitř uzavřeného kalorimetru.
12. ročník / Úroveň college
Zaměření Hessův zákon, šíření chyb a věrohodnost odvozeného výsledku.
Aktivity: Výslovně uveďte tříkrokový cyklus, přičemž každou rovnici podle potřeby otočte nebo zachovejte, a ukažte, které částice se zruší. Slučte entalpie, abyste získali entalpii tvorby oxidu hořečnatého, nejprve z naměřených hodnot a poté z publikovaných, a porovnejte obě s tabulkovou hodnotou −601,6 kJ/mol. Navrhněte kalibraci, která by poskytla tepelnou kapacitu kalorimetru. Nakonec vysvětlete, proč je tento cyklus standardním způsobem získání spalné entalpie, kterou nelze změřit přímo, a uveďte jednu další veličinu získanou stejným způsobem.
Laboratorní potřeby
Nástroje
- Kalorimetr s izolačním víkem, otvorem pro teploměr a vestavěným míchadlem (zelené tlačítko pro spuštění, červené pro zastavení)
- Teploměr zasunutý víkem (zobrazuje celé stupně Celsia)
- Elektronická váha
- Odměrný válec, 100 ml, pro měření kyseliny
- Časovač s tlačítkem Reset, použitý jednou pro každý běh
- Kleště na vyjmutí zreagované stuhy z kalorimetru
- Obracečka
- Kádinka (1000 ml) a černá sběrná nádoba na použitou kyselinu a oplachovou vodu
- Promývací láhev s destilovanou vodou k oplachování kalorimetru, teploměru a míchadla mezi měřeními
- Tabulka, protokol, tabulka výsledků a graf závislosti teploty na čase
Produkty
- HCl 1 mol/l (roztok), 100 ml pro každý ze dvou pokusů
- Hořčík (stužka), asi 0,5 g
- Oxid hořečnatý (v kusech), asi 1 g
- Destilovaná voda na oplachování