065 – Legge di Hess

La calorimetria è il modo in cui la chimica dà un valore numerico al calore. Un recipiente è isolato in modo che l'energia rilasciata o assorbita da un processo rimanga nel suo contenuto, la temperatura di tale contenuto viene letta prima e dopo, e l'energia deriva dalla massa, dalla capacità termica specifica e dalla variazione di temperatura. I numeri ottenuti in questo modo sono ciò che un ingegnere di processo utilizza per dimensionare un'intercapedine di raffreddamento, ciò che un laboratorio alimentare riporta come conteggio delle calorie e ciò che un impianto di calce o cemento utilizza per preventivare il carburante necessario per eliminare l'anidride carbonica dal calcare.

La misura vale la pena di essere fatta perché l'entalpia è una funzione di stato: il calore scambiato nel passare da un insieme di sostanze a un altro dipende solo da quali sono quelle sostanze, non dal percorso seguito tra di esse. Questa è la legge di Hess. Essa significa che il valore di una reazione troppo lenta, troppo violenta o troppo impura per essere misurata direttamente può comunque essere ottenuto, sommando le entalpie di qualsiasi sequenza di passaggi che inizi e finisca nel posto giusto. Significa anche che un calore misurato non dice nulla da solo — deve essere diviso per la quantità di sostanza responsabile di esso, cosicché ogni risultato calorimetrico inizia con un conteggio di moli e un reagente limitante.

In questo laboratorio eseguirai cinque processi nello stesso calorimetro e registrerai la temperatura prima e dopo ciascuno di essi. Due sono fisici: l'etanolo che si mescola con l'acqua e il cloruro di ammonio che si scioglie in acqua. Essi scambiano calore in direzioni opposte. Uno è un controllo in cui non accade nulla di misurabile. Gli altri due sono chimici: il carbonato di calcio attaccato dall'acido cloridrico e l'acido cloridrico neutralizzato dall'idrossido di sodio. Convertirai ogni variazione di temperatura in un'entalpia per mole, confronterai le cinque tra loro e poi userai la legge di Hess per dimostrare che la più piccola delle cinque è la piccola differenza tra due numeri molto più grandi.

Obiettivi Educativi

Tecnica calorimetrica

• Caricare un calorimetro, chiudere il coperchio, mescolare il contenuto e prendere una temperatura iniziale e finale nell'ordine corretto.
• Spiega cosa contribuiscono rispettivamente il coperchio e l'agitatore, e perché una lettura effettuata prima dell'agitazione non corrisponde alla temperatura della miscela.

Misurare una quantità di sostanza

• Prelevare 100 mL di un liquido con un cilindro graduato e pesare una polvere su una barchetta di pesata tarata al centesimo di grammo più vicino.
• Converti un volume e una concentrazione, o una massa e una massa molare, in un numero di moli prima di calcolare qualsiasi energia.

Convertire una variazione di temperatura in un'entalpia

• Applica q = m × c × ΔT al contenuto del calorimetro e poi ΔH = −q / n per ottenere un'entalpia molare con il segno corretto.
• Identifica prima il reagente limitante e usa il suo numero di moli anziché quello più grande.

Distinguere gli effetti termici fisici da quelli chimici

• Classifica ciascuno dei cinque processi come miscelazione, dissoluzione o reazione, e indica in ogni caso quali legami o forze intermolecolari vengono rotti e quali formati.
• Utilizza i termini “esotermico” ed “endotermico” secondo la convenzione dei segni a essi associata, anziché come etichette per indicare “caldo” e “freddo”.

Applicazione della legge di Hess

• Costruisci un percorso in due passaggi verso una reazione la cui entalpia è difficile da misurare e mostra che i due passaggi si sommano al valore in un unico passaggio.
• Riconoscere l'eliminazione degli ioni spettatori e spiegare perché ogni acido forte neutralizzato da ogni base forte produce la stessa entalpia molare.

Analisi di un esperimento di controllo

• Afferma cosa stabilisce l'Esperimento 3, anche se non accade nulla al suo interno, e perché l'interpretazione dell'Esperimento 4 dipende da esso.

Valutare quanto un risultato calorimetrico possa essere affidabile

• Spiega perché la capacità termica specifica del contenuto, e non quella dell'acqua, è quella che va inserita nel calcolo.

Protocollo

Esperimento 1: Acqua + Alcool

1. Misura 100 mL di acqua distillata usando il cilindro graduato.
2. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
3. Immergi la punta del termometro digitale nel liquido per misurarne la temperatura.
4. La temperatura iniziale dell'acqua apparirà nella tabella dei risultati.
5. Misura 100 mL di etanolo usando il cilindro graduato.
6. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
7. Fissare il coperchio al calorimetro.
8. Premi il pulsante verde dello sfregiatore sul coperchio del calorimetro e lascialo agitare per almeno 10 secondi.
9. Inserire il termometro digitale nel coperchio del calore.
10. La temperatura della miscela apparirà nella tabella dei risultati.
11. Ferma l'agitatore premendo il pulsante rosso.
12. Rimuovere il termometro dal coperchio del calorimetro.
13. Rimuovere il coperchio del calorimetro e svuotare il suo contenuto nel cestino di recupero.
14. Sciacquare il calorimetro con acqua distillata e svuotarne il contenuto nel serbatoio di recupero.
15. Sciacquare il cilindro graduato con acqua distillata e versarne il contenuto nel serbatoio di recupero.

Esperimento 2: Acqua + NH₄Cl

1. Misura 100 mL di acqua distillata usando il cilindro graduato.
2. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
3. Immergi la punta del termometro digitale nel liquido per misurarne la temperatura.
4. La temperatura iniziale dell'acqua apparirà nella tabella dei risultati.
5. Pesare approssimativamente 9,2 g (6 mL) di cloruro di ammonio in polvere utilizzando la navicella di pesata.
6. Versare il contenuto della barchetta di pesata nel calorimetro.
7. Fissare il coperchio al calorimetro.
8. Premi il pulsante verde dell'agitatore sul coperchio del calorimetro e lascialo agitare per almeno 10 secondi.
9. Inserire il termometro digitale nel coperchio del calorimetro.
10. La temperatura della miscela apparirà nella tabella dei risultati.
11. Ferma l'agitatore premendo il pulsante rosso.
12. Rimuovere il termometro dal coperchio del calorimetro.
13. Rimuovere il coperchio del calorimetro e svuotare il suo contenuto nel cestino di recupero.
14. Sciacquare il calorimetro con acqua distillata e svuotarne il contenuto nel serbatoio di recupero.
15. Sciacquare il cilindro graduato con acqua distillata e versarne il contenuto nel serbatoio di recupero.

Esperimento 3: Acqua + CaCO₃₃

1. Misura 100 mL di acqua distillata usando il cilindro graduato.
2. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
3. Immergi la punta del termometro digitale nel liquido per misurarne la temperatura.
4. La temperatura iniziale dell'acqua apparirà nella tabella dei risultati.
5. Pesare approssimativamente 9,5 g (3,5 mL) di carbonato di calcio in polvere utilizzando la barchetta di pesata.
6. Versare il contenuto della barchetta di pesata nel calorimetro.
7. Attaccare il coperchio al calorimetro.
8. Premi il pulsante verde dell'agitatore sul coperchio del calorimetro e lascialo agitare per almeno 10 secondi.
9. Inserire il termometro digitale nel coperchio del calorimetro.
10. La temperatura della miscela apparirà nella tabella dei risultati.
11. Ferma l'agitatore premendo il pulsante rosso.
12. Rimuovere il termometro dal coperchio del calorimetro.
13. Rimuovere il coperchio del calorimetro e versare il contenuto liquido nel contenitore di recupero nero e trasferire i solidi utilizzando le spatole.
14. Sciacquare il calorimetro con acqua distillata e svuotarne il contenuto nel serbatoio di recupero.
15. Sciacquare il cilindro graduato con acqua distillata e versarne il contenuto nel serbatoio di recupero.

Esperimento 4: HCl + CaCO₃

1. Misura 100 mL di acido cloridrico (HCl) 2 M usando il cilindro graduato.
2. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
3. Immergi la punta del termometro digitale nel liquido per misurarne la temperatura.
4. La temperatura iniziale dell'acido cloridrico apparirà nella tabella dei risultati.
5. Pesare approssimativamente 9,5 g (3,5 mL) di carbonato di calcio in polvere utilizzando la barchetta di pesata.
6. Versare il contenuto della barchetta di pesata nel calorimetro.
7. Attaccare il coperchio al calorimetro.
8. Inserire il termometro digitale nel coperchio del calorimetro.
9. Avvia il cronometro.
10. Premi il pulsante verde dell'agitatore sul coperchio del calorimetro e lascialo agitare.
11. Osserva la reazione che avviene nel grafico temperatura vs. tempo.
12. Quando la reazione sarà completa (la temperatura avrà raggiunto un plateau) fermate il cronometro.
13. Ferma l'agitatore premendo il pulsante rosso.
14. Rimuovere il termometro dal coperchio del calorimetro.
15. Rimuovere il coperchio del calorimetro e svuotare il suo contenuto nel cestino di recupero.
16. Sciacquare il calorimetro con acqua distillata e svuotarne il contenuto nel serbatoio di recupero.
17. Sciacquare il cilindro graduato con acqua distillata e versarne il contenuto nel serbatoio di recupero.

Nota: La velocità della reazione è accelerata di 10 volte.

Esperimento 5: HCl + NaOH

1. Misurare 100 mL di NaOH 1M usando il cilindro graduato.
2. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
3. Immergere la punta del termometro digitale nel liquido per rilevarne la temperatura.
4. La temperatura iniziale dell'acqua apparirà nella tabella dei risultati.
5. Misura 100 mL di HCl 1M usando il cilindro graduato.
6. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
7. Attaccare il coperchio al calorimetro.
8. Premi il pulsante verde dello sfregiatore sul coperchio del calorimetro e lascialo agitare per almeno 10 secondi.
9. Inserire il termometro digitale nel coperchio del calorimetro.
10. La temperatura della miscela apparirà nella tabella dei risultati.
11. Ferma l'agitatore premendo il pulsante rosso.
12. Rimuovere il termometro dal coperchio del calorimetro.
13. Rimuovere il coperchio del calorimetro e svuotare il suo contenuto nel cestino di recupero.
14. Sciacquare il calorimetro con acqua distillata e svuotarne il contenuto nel serbatoio di recupero.
15. Sciacquare il cilindro graduato con acqua distillata e versarne il contenuto nel serbatoio di recupero.

Risultati Previsti

Cinque processi, un calorimetro e una variazione di temperatura da convertire in entalpia in ciascun caso. La tabella riassume i risultati che ciascun esperimento dovrebbe fornire. La colonna «capacità termica» indica la capacità del contenuto del calorimetro, che varia da un esperimento all’altro, ed è questo il motivo per cui le cinque variazioni di temperatura non sono proporzionali alle cinque entalpie molari.

Da una variazione di temperatura a un'entalpia

Ognuno dei cinque risultati si ottiene allo stesso modo, in due passaggi. Primo, il calore entrato o uscito dal contenuto del calorimetro, q = m × c × ΔT, dove m è la massa di tutto ciò che si trova nel recipiente e c la sua capacità termica specifica. Poi l'entalpia molare, ΔH = −q / n, dove n è il numero di moli della sostanza per cui viene calcolata l'entalpia, e il segno meno converte “il contenuto si è riscaldato” in “il processo ha rilasciato energia”. L'esperimento 5 si è svolto così: 200 mL di soluzione mista hanno una massa di circa 203 g e una capacità termica specifica di circa 4,16 J/(g·K), quindi il contenuto trattiene 203 × 4,16 = 845 J/K; un aumento di 6,4 °C corrisponde pertanto a q = 845 × 6,4 = 5,41 kJ; e poiché 100 mL di acido 1 mol/L contengono 0,100 mol, ΔH = −5,41 / 0,100 = −54 kJ per mole di HCl.

Il passaggio che gli studenti sbagliano più spesso è la capacità termica. È forte la tentazione di usare 4,18 J/(g·K) per tutto, poiché la maggior parte di ciò che si trova nel recipiente è acqua. Nell'Esperimento 1 questo fornisce un risultato errato di quasi un quarto: il contenuto è costituito da 100 g di acqua a 4,18 più 78,9 g di etanolo a 2,44 J/(g·K), quindi la capacità è 100 × 4,18 + 78,9 × 2,44 = 418 + 192 = 610 J/K, mentre 178,9 g di acqua sarebbero 748 J/K. Usare il valore dell'acqua con gli 8,0 °C osservati restituirebbe 6,0 kJ anziché 4,88 kJ e un'entalpia molare di −3,5 anziché −2,85 kJ/mol. La stessa cautela si applica, in misura minore, alle soluzioni saline concentrate degli Esperimenti 2, 4 e 5, le cui capacità termiche specifiche sono inferiori di circa il 4-7% rispetto a quella dell'acqua pura.

Esperimento 1 — etanolo e acqua: un processo fisico, e si riscalda

Qui non reagisce nulla. Nessun legame all'interno di una molecola d'acqua o di una molecola di etanolo viene spezzato, e nessuna nuova sostanza viene prodotta; ciò che cambia è quali molecole sono legate a idrogeno con quali altre. Rompere la rete di legami a idrogeno dell'acqua pura e la rete più debole dell'etanolo puro richiede energia, e la formazione di legami a idrogeno acqua-etanolo la restituisce. Il gruppo idrossilico dell'etanolo è un buon donatore e accettore, e la piccola molecola di etanolo si inserisce nella rete dell'acqua senza perturbarla molto, quindi viene restituita leggermente più energia di quella immessa e la miscela si riscalda. 100 mL di etanolo corrispondono a 78,9 g, ovvero 1,71 mol a M = 46,07 g/mol; con la capacità termica del contenuto di 610 J/K, un aumento di 8,0 °C è pari a 4,88 kJ, che equivalgono a 2,85 kJ per mole di etanolo. Espresso per mole dell'intera miscela — 5,55 mol di acqua più 1,71 mol di etanolo, quindi 7,26 mol — si tratta di 0,67 kJ/mol, che rientra pienamente nell'entalpia di miscelazione in eccesso pubblicata per questo sistema, il cui minimo è di circa 0,8 kJ/mol vicino a una frazione molare di etanolo pari a 0,2. La cifra in questa pagina è quindi realistica, non conveniente.

La stessa corrispondenza intermolecolare si manifesta nel volume, e vale la pena misurarlo. Il volume di eccesso di miscelazione per acqua ed etanolo a questa composizione è di circa −0,9 cm³ per mole di miscela, quindi 7,26 mol si contraggono di circa 7 mL: versando 100 mL in 100 mL se ne ottengono circa 193, non 200. Uno studente che legge il livello nel calorimetro e lo trova basso non ha versato nulla. La contrazione e il riscaldamento sono due aspetti della stessa realtà, ovvero che il liquido mescolato è tenuto insieme più saldamente di quanto non fosse ciascun liquido puro.

Esperimento 2 — cloruro di ammonio: un processo fisico e si raffredda

La dissoluzione di un solido ionico è la somma di due grandi termini opposti. Il reticolo deve essere smembrato, il che richiede l'entalpia reticolare, pari a +705 kJ/mol per l'NH₄Cl; gli ioni separati vengono quindi idratati, il che restituisce circa −690 kJ/mol. L'entalpia di soluzione misurata è il piccolo residuo, +14.8 kJ/mol, circa il 2 percento di ciascun termine — il che spiega esattamente perché le entalpie di soluzione sono difficili da prevedere e facili da misurare, e perché devono essere misurate. Qui il residuo è positivo, quindi il processo sottrae calore dall'acqua e la temperatura scende. Con 9.2 g, ovvero 0.172 mol a M = 53.49 g/mol, la soluzione cede 0.172 × 14.8 = 2.55 kJ; il contenuto è di 109.2 g a circa 3.90 J/(g·K), quindi 426 J/K, e il calo è di 2550 / 426 = 6.0 °C.

Poiché nulla qui è limitante, la dimensione del calo è determinata solo da quanto sale è stato pesato: circa 0,65 °C per grammo, quindi un grammo in meno rispetto all'obiettivo costa un intero grado di segnale. Pesare il più vicino possibile a 9,2 g quanto la bilancia consente. Il sale si scioglie completamente: 9,2 g in 100 mL corrispondono a 1,72 mol/L a fronte di una solubilità vicina a 37 g per 100 mL a temperatura ambiente, quindi la soluzione è a circa un quarto della saturazione e non dovrebbero rimanere residui nel recipiente. Questo è il principio alla base di una borsa del ghiaccio istantanea, che è un sacchetto d'acqua e una bustina di un sale d'ammonio.

Esperimento 3 — carbonato di calcio in acqua: il controllo e perché è necessario

Il termometro non deve muoversi. Il carbonato di calcio non è insolubile in senso assoluto — niente lo è — ma lo è abbastanza perché la distinzione non possa essere vista in un calorimetro. Il suo prodotto di solubilità è K_SP = 3,3 × 10⁻⁹, quindi una soluzione satura contiene √K_SP = 5,7 × 10⁻⁵ mol/L di ioni calcio. In 100 mL sono 5,7 × 10^{meno sei} mol, ovvero 0,57 mg dei 9,5 g pesati: sei millesimi dell'uno per cento. A un'entalpia di soluzione di circa −12,3 kJ/mol, il calore rilasciato è 0,07 J, e 0,07 J distribuiti su 420 J/K di contenuto corrispondono a un aumento di temperatura di 0,0002 °C. Un termometro dovrebbe essere circa trentacinquemila volte più sensibile di uno che legge i gradi interi per rilevarlo. L'agitazione non cambia nulla, perché il limite è termodinamico e non cinetico: l'acqua è satura nel giro di pochi secondi e tale rimane.

Sarebbe facile considerare questo come un esperimento sprecato, ed è quello che con maggiore probabilità verrebbe saltato. Non dovrebbe esserlo, perché costituisce la base di riferimento su cui poggia l'Esperimento 4. L'Esperimento 4 inserisce gli stessi 9,5 g della stessa polvere in 100 mL di liquido e registra un aumento di diversi gradi. Senza l'Esperimento 3, uno studente non può dire se quel calore provenga dal carbonato che incontra l'acido o semplicemente dal carbonato che incontra un liquido. L'Esperimento 3 elimina la seconda possibilità e, così facendo, autorizza ad attribuire alla reazione l'intera entalpia dell'Esperimento 4. Un controllo che non produce alcun effetto ha comunque fornito un risultato.

Esperimento 4: carbonato e acido, e la legge di Hess all'opera

La reazione è CaCO₃(s) + 2 HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g), quindi due moli di acido vengono consumate per ogni mole di carbonato e il gas fuoriesce dal recipiente. Fai il punto della situazione prima di calcolare qualsiasi cosa: 9.5 g di CaCO₃ a M = 100,09 g/mol è pari a 0,095 mol, che richiedono 0,190 mol di HCl, e 100 mL di acido 2 mol/L ne forniscono 0,200 mol. Il carbonato è il reagente limitante e l'acido è in eccesso di appena il 5 per cento, il margine più stretto di tutto questo laboratorio: pesare un grammo in più e l'acido si esaurisce prima della polvere, e il calore misurato risulterà inferiore. A −14,6 kJ per mole di carbonato, la reazione libera 0,095 × 14,6 = 1,39 kJ, e rispetto a una capacità termica del contenuto di circa 375 J/K, si tratta di un incremento di 3,7 °C. Questo è ciò che mostrerebbe il solo contenuto; il termometro segna un po’ meno. Una prova registrata nel quaderno dei risultati parte da 21,3 °C e si stabilizza a 24,3 °C — un aumento di 3,0 °C, con il plateau raggiunto in poco meno di un minuto al cronometro. La differenza è data dal calorimetro stesso che assorbe la sua parte degli 1,39 kJ: dividendo 1,39 kJ per i 3,0 °C osservati si ottiene un valore effettivo di 460 J/K, e i ≈85 J/K in eccesso rispetto ai 375 J/K del contenuto rappresentano la costante del calorimetro resa visibile. Il confronto tra i due incrementi è la stima più rapida di tale costante offerta da questo laboratorio. Il protocollo rileva che la simulazione esegue la reazione molto più rapidamente rispetto alla realtà, per cui il tempo trascorso sullo schermo corrisponde a diversi minuti al banco. Ora il punto cruciale del laboratorio. 14.6 kJ/mol è un valore piccolo, e la cosa interessante è proprio che sia piccolo — un quarto della neutralizzazione dell'Esperimento 5, proveniente da una reazione che visivamente effervesce e scioglie un solido. La legge di Hess lo spiega, poiché la variazione complessiva può essere ottenuta attraverso un percorso in due tappe le cui entalpie sono individualmente enormi.

Leggi quella tabella come una cancellazione. Il passaggio 1 è la calcinatione, la decomposizione industriale del calcare in calce viva, ed è fortemente endotermico: bisogna fornire 179 kJ per ogni mole, motivo per cui un forno da calce brucia combustibile. Il passaggio 2 è la calce viva attaccata dall'acido, che è fortemente esotermico a −193,4 kJ/mol. Sommarli e il CaO si elimina da entrambi i lati, lasciando la reazione effettivamente eseguita nel calorimetro con un'entalpia di −14,4 kJ/mol, una differenza del 7 per cento tra due numeri dell'ordine di 190. Il calore che uno studente misura nell'Esperimento 4 è piccolo non perché stia accadendo poco, ma perché sta accadendo molto in due direzioni contemporaneamente. Questa è la cosa singolarmente più utile che fa la legge di Hess: permette di ottenere una quantità come differenza di grandi quantità misurabili separatamente quando la quantità stessa è difficile da isolare. Il laboratorio 060 costruisce lo stesso tipo di ciclo per il magnesio e l'ossido di magnesio.

Entrambe le entalpie di fase, e i −14,4 kJ/mol a cui sommano, derivano dalle entalpie standard di formazione, quindi un insegnante può ricostruire ogni figura di questa pagina da una tabella di dati anziché prenderla per fede. Per il passaggio 1, ΔH = [−635,1 + (−393,5)] − [−1207,6] = +179,0 kJ/mol. Per il passaggio 2, ΔH = [−877,1 + (−285,8)] − [−635,1 + 2(−167,2)] = −1162,9 − (−969,5) = −193,4 kJ/mol. E direttamente, in un unico passaggio, ΔH = [−877,1 − 285,8 − 393,5] − [−1207,6 + 2(−167,2)] = −1556,4 + 1542,0 = −14,4 kJ/mol. I tre calcoli utilizzano la stessa tabella e concordano, il che è ciò che significa che l'entalpia è una funzione di stato.

Esperimento 5: neutralizzazione e la legge di Hess per la seconda volta

Scritta per esteso la reazione è HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l), ma quell'equazione contiene due ioni che non fanno nulla. Il sodio è un catione idratato prima della miscelazione e un catione idratato dopo; lo stesso vale per il cloruro. Cancellateli e ciò che rimane è H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) — la formazione di un legame covalente O–H a partire da due ioni separati, e l'unico evento chimico nel recipiente. Entrambi i percorsi devono dare la stessa entalpia, e lo fanno. Dall'equazione molecolare, ΔH = [−407,3 + (−285,8)] − [−167,2 + (−470,1)] = −693,1 + 637,3 = −55,8 kJ/mol. Dall'equazione ionica netta, ΔH = [−285,8] − [0 + (−230,0)] = −55,8 kJ/mol. Identico, perché i termini degli ioni spettatori che sono stati eliminati si sono cancellati esattamente — il che è la legge di Hess applicata non a una sequenza di passaggi ma a due diverse descrizioni dello stesso passaggio.

Ciò ha una conseguenza che vale la pena evidenziare, poiché è il motivo per cui questa misura compare in ogni corso introduttivo. Poiché gli spettatori si elidono, l'entalpia di neutralizzazione non dipende da quale acido forte o quale base forte sia stato usato. L'acido nitrico e l'idrossido di potassio fornirebbero lo stesso valore; così farebbe l'acido solforico, per mole di ione idrogeno. Qualsiasi coppia completamente dissociata compie la medesima reazione, e la costanza del valore misurato tra tali coppie è la prova sperimentale che gli acidi forti sono davvero completamente dissociati. Un acido debole fornisce un valore inferiore, poiché parte dell'energia rilasciata viene spesa inizialmente per dissociare l'acido, e tale differenza è il modo in cui si ottiene un'entalpia di dissociazione.

Quantitativemente: 100 mL di NaOH 1 mol/L contengono 0,100 mol e 100 mL di HCl 1 mol/L contengono 0,100 mol, quindi i due sono esattamente equivalenti, nessuno dei due è in eccesso e il prodotto è 200 mL di cloruro di sodio 0,5 mol/L a pH 7. Il valore registrato per questo laboratorio è di 54 kJ liberati per mole, che danno 5,40 kJ e un aumento di 6,4 °C. Per confronto, la tabella dell'entalpia di formazione qui sopra restituisce −55,8 kJ/mol e il valore solitamente tabulato per acido forte diluito con base forte è compreso tra −57,1 e −57,3 kJ/mol; i 54 kJ/mol del laboratorio sono dal 3 al 6 percento inferiori a questi, che è la direzione e all'incirca l'entità del deficit prodotto da un calorimetro non calibrato, poiché il calore assorbito dal recipiente stesso non viene mai conteggiato.

Metti i cinque risultati uno accanto all'altro e l'ordinamento è la lezione. Riorganizzare i legami a idrogeno tra due liquidi che li possedevano già costa o restituisce pochi kilojoule per mole (Esperimento 1, 2.85). Smontare un reticolo ionico e idratare i pezzi è la quasi-cancellazione di due termini intorno a 700 kJ/mol, lasciando un residuo dello stesso piccolo ordine (Esperimento 2, 14.8). Sciogliere un solido il cui reticolo l'acqua non riesce a rompere non restituisce assolutamente nulla (Esperimento 3). Una reazione i cui due percorsi intermedi si cancellano quasi reciprocamente restituisce un residuo di dimensioni simili (Esperimento 4, 14.6). Ma formare un legame covalente dove non ce n'era alcuno restituisce diciannove volte tanto rispetto all'Esperimento 1 (Esperimento 5, 54). Il cambiamento chimico e il cambiamento fisico non sono di natura diversa in questo caso – entrambi comportano energie di legame scambiate – ma differiscono di un ordine di grandezza nella quantità di energia in gioco.

Riepilogo del compito per intervallo di voti

Classe 9-10

Concentrazione: esotermico ed endotermico come categorie osservabili e misurazione accurata. Gli studenti dovrebbero essere in grado, alla fine, di dire quale dei cinque processi ha rilasciato calore, quale lo ha assorbito e quale non ha fatto né l'uno né l'altro, e di usare correttamente le due parole.

Attività: esegui tutti e cinque gli esperimenti e registra la temperatura iniziale e finale di ciascuno in una tabella creata da loro, con il segno di ogni variazione. Ordina i cinque in riscaldati, raffreddati e invariati. Prevedi, prima di eseguire l'Esperimento 3, cosa dovrebbe fare alla temperatura una sostanza che non si scioglie, e poi di' se la previsione è stata confermata. Scrivi l'equazione a parole per gli Esperimenti 4 e 5.

Undicesimo anno

Concentrazione: la conversione di una variazione di temperatura in un'entalpia molare. Il passaggio da una lettura su un display a un numero che può essere confrontato con una tabella di dati costituisce l'intera gamma di questa attività.

Attività: per ciascun esperimento, calcolare il numero di moli coinvolte, identificare il reagente limitante ove presente, applicare q = m × c × ΔT e quindi ΔH = −q / n, e confrontare il risultato con il valore qui riportato. Bilanciare l'equazione per l'Esperimento 4 e dimostrare che l'acido è in eccesso del 5 per cento. Spiegare perché il calo di temperatura nell'Esperimento 2 è proporzionale alla massa pesata mentre l'aumento nell'Esperimento 4 non è proporzionale a nulla controllato dallo studente. Rendere conto dell'ordinamento delle cinque entalpie molari.

12ª classe / Livello universitario

Concentrazione: La legge di Hess come strumento di lavoro e un'analisi onesta degli errori. Gli studenti dovrebbero essere in grado di costruire un percorso, difendere i calcoli aritmetici da una tabella di entalpie di formazione e dichiarare quanta parte della discrepansa rispetto ai valori pubblicati il loro apparato è in grado di giustificare.

Attività: riproducete il percorso di calcinazione in due fasi dell'Esperimento 4 e dimostrate che la sua somma corrisponde al valore a fase unica; ricavate tutte e tre le entalpie indipendentemente dalla tabella delle entalpie standard di formazione. Dimostrate che le equazioni molecolari e ioniche nette dell'Esperimento 5 portano allo stesso risultato, e da ciò sostenete la tesi secondo cui l'entalpia di neutralizzazione di qualsiasi acido forte da parte di qualsiasi base forte è la stessa. Stimate il calore asportato dall'anidride carbonica nell'Esperimento 4. Progettate, senza eseguirlo, un passaggio di calibrazione che determinerebbe la capacità termica del calorimetro, e dite quali diventerebbero i cinque risultati se questa risultasse essere di 50 J/K. Confrontate questo ciclo con il ciclo del magnesio e dell'ossido di magnesio del laboratorio 060.

Materiale essenziale di laboratorio

Strumenti

• Calorimetro con coperchio isolato, agitatore motorizzato e pulsanti di controllo verde/rosso
• Termometro digitale
• Bilancia elettronica
• Navicella di pesata
• Cilindro graduato, 250 mL (ogni esperimento misura 100 mL; il cilindro da 70 mL fornito in dotazione non è sufficiente)
• Spatola (Esperimento 3, per trasferire il carbonato non sciolto)
• Cronometro o timer (solo esperimento 4)
• Spruzzetta di acqua distillata
• Cestino di recupero e serbatoio di recupero

Prodotti

• Acqua distillata (100 mL negli Esperimenti 1, 2 e 3, più il risciacquo tra un esperimento e l'altro)
• Etanolo, liquido (100 mL, Esperimento 1)
• NH₄Cl, polvere (9,2 g, Esperimento 2)
• CaCO₃, polvere (9,5 g in ciascuno degli Esperimenti 3 e 4)
• HCl 2 mol/L, soluzione (100 mL, Esperimento 4)
• HCl 1 mol/L, soluzione (100 mL, Esperimento 5)
• NaOH 1 mol/L, soluzione (100 mL, Esperimento 5)