060 – Velocità di reazione tra molecole

Due sostanze, un acido, un calorimetro e una domanda a cui un singolo esperimento non può rispondere: quanta energia viene rilasciata quando il magnesio brucia nell'ossigeno? Il magnesio brucia in modo troppo violento e troppo luminoso per essere misurato direttamente in un calorimetro scolastico, e non si può fare in modo che la reazione avvenga lentamente in un becher d'acqua. Il modo per aggirare il problema è il trucco standard della termochimica: misurare due reazioni che lattina essere eseguite in sicurezza, per poi combinarle aritmeticamente per raggiungere quella che non lo è. Questa è la legge di Hess: poiché l'entalpia è una funzione di stato, la variazione di energia tra due stati non dipende dal percorso seguito tra di essi, quindi una reazione impossibile da misurare può essere assemblata a partire da reazioni facili.

Le due reazioni semplici sono quelle eseguite qui. Il magnesio metallico si scioglie nell'acido cloridrico, producendo idrogeno e una soluzione di cloruro di magnesio; l'ossido di magnesio si scioglie nello stesso acido, producendo la stessa soluzione e acqua anziché idrogeno. Entrambe sono esotermiche, entrambe giungono a completamento in pochi minuti ed entrambe sono sicure in un recipiente chiuso con acido diluito. Sottraendo l'una dall'altra e aggiungendo la nota entalpia di formazione dell'acqua liquida, si ottiene esattamente la combustione del magnesio. In questo laboratorio eseguirete entrambe le reazioni in successione nello stesso calorimetro con 100 mL di acido cloridrico 1 mol/L, registrerete la temperatura prima e dopo ciascuna di esse e seguirete entrambe sullo stesso grafico temperatura-tempo, il che rende visibile anche il secondo punto del laboratorio, ovvero che due reazioni tra gli stessi elementi possono rilasciare quantità di energia molto diverse a velocità molto diverse.

Obiettivi Educativi

Presa di confidenza con il banco calorimetrico

• Identificare il calorimetro, il suo coperchio con i fori per l'agitatore e il termometro, la bilancia, il cilindro graduato e la compressa, e indicare il contributo di ciascuno a una determinazione.
• Riconoscere che lo stesso apparecchio viene utilizzato due volte, in modo tale che qualsiasi imperfezione del recipiente influenzi entrambe le prove in egual misura e si annulli ampiamente quando le due vengono sottratte.

Eseguire una misurazione ripetuta in modo pulito

• Svuotare, risciacquare e raffreddare il calorimetro tra un esperimento e l'altro, e spiegare perché ciascuno di questi tre passaggi è necessario prima di poter iniziare la seconda reazione.
• Conferma che la seconda esecuzione inizi dalla stessa temperatura iniziale della prima, anziché darlo per scontato.

Due reazioni dello stesso metallo

• Scrivi e bilancia entrambe le equazioni, Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂ + H₂(g)₂(aq) + H₂(g) e MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O(l), e identifica ciò che è uguale e ciò che è diverso nei prodotti.
• Spiega perché solo il primo produce un gas e cosa questo comporti per la gestione di un calorimetro chiuso.

Misura calorimetrica

• Candidati q = mcΔT a ogni prova e dividere per la quantità del reagente limitante per ottenere due entalpie molari.
• Dimostrare tramite calcolo che l'acido è in eccesso in entrambe le prove, in modo che il metallo e l'ossido siano ciò che limita ciascuna reazione.

Legge di Hess

• Enuncia la legge di Hess e definisci il ciclo che collega le due reazioni misurate e la formazione di acqua alla formazione di ossido di magnesio.
• Combina le tre entalpie con i segni corretti per ottenere un valore per una reazione che non è mai stata eseguita.

Confrontando sia i tassi che le energie

• Leggi due curve su uno stesso sistema di assi e confronta sia l'altezza raggiunta sia la pendenza della salita.
• Spiega perché la reazione più esotermica è anche la più veloce in questo caso, e identifica i fattori — dimensione delle particelle, solubilità, meccanismo — che la rendono tale.

Valutazione critica del risultato

• Confronta il valore ottenuto con l'entalpia di formazione pubblicata dell'ossido di magnesio ed esprimi la differenza in percentuale.
• Identifica quale delle due esecuzioni contribuisce maggiormente all'errore e di' cosa bisognerebbe cambiare per ridurlo.

Protocollo

1. Misura 100 mL di acido cloridrico (HCl) 1 M utilizzando il cilindro graduato.
2. Versare il contenuto del cilindro graduato nel calorimetro.
3. Metti il coperchio sul calorimetro.
4. Inserisci il termometro nel foro del coperchio.
5. Pesare un piccolo pezzo di nastro di magnesio (Mg) (circa 0,5 g) usando la bilancia.
6. Apri il coperchio e metti il pezzo di magnesio nel calorimetro e richiudilo il più velocemente possibile.
7. Attiva il timer.
8. Attiva l'agitatore del calorimetro premendo il pulsante verde sul coperchio.
9. Osserva attentamente l'evoluzione della temperatura nella tabella dei risultati.
10. Aspettare circa 3 minuti o finché la temperatura non aumenta più.
11. Ferma il cronometro.
12. Resetta il timer premendo il pulsante Reset.
13. Ferma l'agitatore premendo il pulsante rosso. Rimuovi il termometro, quindi rimuovi il coperchio del calorimetro.
14. Versare il contenuto liquido del calorimetro nel contenitore di scarto nero. Rimuovere il pezzo di nastro di magnesio con la pinza.
15. Sciacquare il calorimetro, il termometro e l'agitatore con acqua distillata.
16. Lascia raffreddare il calorimetro per circa 30 secondi.
17. Ripeti i passaggi da 1 a 11 con circa 1 g di ossido di magnesio in pezzi.

La reazione è accelerata 10 volte più velocemente, per osservare più facilmente la reazione completa.

Risultati Previsti

Entrambe le prove riscaldano l'acido e si stabilizzano entrambe in circa tre minuti, ma non sono uguali: il nastro di magnesio frigge vigorosamente mentre si sviluppa idrogeno che fa impennare la temperatura, mentre l'ossido di magnesio si scioglie silenziosamente senza alcun gas e produce un aumento più piccolo e graduale. Sul grafico del tablet le due curve compaiono insieme, il metallo come curva superiore e l'ossido come quella inferiore. Queste sono le letture prese dal termometro della simulazione durante la prova di riferimento:

Entrambe le reazioni hanno l'acido in eccesso, quindi il solido è ciò che le limita. 100 mL di acido 1 mol/L corrispondono a 0,100 mol di HCl. La Parte 1 utilizza 0,5 / 24,305 = 2,06 × 10⁻² moli di magnesio, che consumano 4,1 × 10⁻² mol di acido; La parte 2 utilizza 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10⁻² moli di ossido di magnesio, che consuma 5,0 × 10⁻² mol. Entrambi lasciano più della metà dell'acido reagito, che è il modo corretto di progettare l'esperimento: garantisce che ogni particella di solido si sciolga e che il calore misurato corrisponda a una quantità nota di sostanza.

Convertendo ogni aumento di temperatura in un'entalpia molare. Prendendo 100 mL di acido diluito come 100 g di liquido con la capacità termica specifica dell'acqua, 4,18 J g⁻¹ °C⁻¹:

La legge di Hess, che è proprio l'oggetto di queste due simulazioni. Scrivi le due reazioni misurate e la formazione di acqua: (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. Invertendo l'equazione (2) e sommandola alle equazioni (1) e (3), si annulano lo ione magnesio, i protoni, l'acqua e l'idrogeno, lasciando Mg(s) + ½ O₂(g) → MgO(s). Pertanto ΔH_f(MgO) = ΔH₁ − ΔH₂ + ΔH₃. Con le entalpie pubblicate, ovvero −466,9 − (−151,1) + (−285,8) = −601,6 kJ/mol, che corrisponde esattamente all’entalpia di formazione dell’ossido di magnesio riportata nelle tabelle: il ciclo si chiude perfettamente, ed è proprio questo il risultato che il laboratorio si propone di riprodurre.

Perché il metallo supera di gran lunga l'ossido. Entrambe le reazioni danno come risultato lo stesso ione magnesio in soluzione acquosa, quindi la differenza tra loro risiede esclusivamente nei materiali di partenza. Nell’ossido di magnesio il magnesio è già stato ossidato: i suoi elettroni sono già stati ceduti, l’energia reticolare del MgO (circa −3795 kJ/mol) è già stata rilasciata e la sua dissoluzione in acido non fa altro che sostituire lo ione ossido con due molecole d’acqua. Nel magnesio metallico i due elettroni di valenza sono ancora presenti e pronti a essere persi, ed è proprio dalla loro perdita a favore dei protoni dell’acido che proviene l’energia. La reazione dell’ossido è una neutralizzazione acido-base; la reazione del metallo è una reazione redox. Questa è l’unica frase che uno studente dovrebbe ricordare, ed è il motivo per cui la differenza è di un fattore tre anziché di pochi punti percentuali.

Anche i tassi variano, e per motivi diversi. La curva del metallo sale più ripidamente e raggiunge il suo plateau prima. A ciò contribuiscono tre fattori: la reazione del metallo è più esotermica per mole, quindi riscalda più rapidamente l’ambiente circostante e il fattore di Arrhenius gioca a suo favore; sul nastro si formano bolle di idrogeno che agitano il liquido proprio in superficie, dove è importante, esponendo continuamente metallo fresco; e l’ossido viene aggiunto “a pezzi”, quindi presenta una superficie per grammo inferiore rispetto a quella di un nastro sottile. Si noti che l’ultimo di questi fattori è una scelta sperimentale, non una proprietà delle sostanze — l’ossido di magnesio macinato reagirebbe più rapidamente dei grumi, esattamente come dimostrano gli esperimenti 061 e 062 per altri solidi — pertanto uno studente non dovrebbe concludere che l’ossido sia intrinsecamente il reagente più lento.

Riepilogo del compito per intervallo di voti

Classe 9-10

Concentrazione: Confronto tra due reazioni esotermiche dello stesso elemento.

Attività: Registra la temperatura iniziale e quella finale per ciascuna prova e indica i due aumenti di temperatura. Descrivi a parole le due reazioni, sottolineando che una produce un gas e l’altra no, e spiega come potresti distinguerle ad occhi chiusi. Scrivi entrambe le equazioni chimiche bilanciate. Leggi le due curve sul grafico del tablet e indica quale reazione ha rilasciato più energia e quale si è conclusa prima. Spiega perché il calorimetro deve essere svuotato, risciacquato e raffreddato prima della seconda prova, e cosa potrebbe andare storto se ciò non avvenisse.

Undicesimo anno

Concentrazione: Calorimetria quantitativa di due reazioni e il motivo per cui differiscono.

Attività: Calcolare la quantità di magnesio e di ossido di magnesio e dimostrare, confrontando con le 0,100 mol di acido disponibili, che il solido è il fattore limitante in entrambe le prove. Applicare q = mcΔT Per ciascuna serie di calcoli, indicare esplicitamente la sostituzione, quindi calcolare entrambe le entalpie molari. Spiegare, in termini di stati di ossidazione, perché il metallo rilascia circa tre volte più energia per mole rispetto all’ossido, e identificare una reazione come redox e l’altra come neutralizzazione. Calcolare il volume di idrogeno prodotto nella Parte 1 e commentare l’esecuzione di tale calcolo all’interno di un calorimetro chiuso.

12ª classe / Livello universitario

Concentrazione: La legge di Hess, la propagazione dell'errore e l'affidabilità di un risultato derivato.

Attività: Descrivi in modo esplicito il ciclo in tre fasi, invertendo o mantenendo ciascuna equazione a seconda dei casi, e indica quali specie si annullano. Somma le entalpie per ottenere l’entalpia di formazione dell’ossido di magnesio, prima dai valori misurati e poi da quelli pubblicati, e confronta entrambi con il valore riportato in tabella di −601,6 kJ/mol. Progettare la calibrazione che consentirebbe di determinare la capacità termica del calorimetro. Infine, spiegare perché questo ciclo rappresenta il metodo standard per ottenere un’entalpia di combustione che non può essere misurata direttamente e indicare un’altra grandezza ottenuta con lo stesso metodo.

Materiale essenziale di laboratorio

Strumenti

• Calorimetro con coperchio isolante, foro per il termometro e agitatore integrato (pulsante verde per avviare, rosso per arrestare)
• Termometro, inserito attraverso il coperchio (visualizza i gradi Celsius interi)
• Bilancia elettronica
• Provetta graduata da 100 mL, per la misurazione dell'acido
• Timer, con un pulsante di reset, usato una volta per ogni esecuzione
• Pinze, per sollevare il nastro non reagito dal calorimetro
• Spatola
• Becher (1000 mL) e contenitore di recupero nero, per l'acido esausto e i risciacqui
• Spruzzetta con acqua distillata, per il risciacquo del calorimetro, del termometro e dell'agitatore tra una prova e l'altra
• Tavoletta, per il protocollo, la tabella dei risultati e il grafico della temperatura in funzione del tempo

Prodotti

• HCl 1 mol/L (soluzione), 100 mL per ciascuna delle due prove
• Magnesio (in nastro), circa 0,5 g
• Ossido di magnesio (in pezzi), circa 1 g
• Acqua distillata, per il risciacquo