060 – Szybkość reakcji między cząsteczkami

Dwie substancje, jeden kwas, jeden kalorymetr i pytanie, na które pojedynczy eksperyment nie jest w stanie odpowiedzieć: ile energii wydziela się podczas spalania magnezu w tlenie? Magnez pali się zbyt gwałtownie i zbyt jasnym płomieniem, aby można go było zmierzyć bezpośrednio w szkolnym kalorymetrze, a reakcji tej nie da się skłonić do powolnego przebiegu w zlewce z wodą. Sposobem na obejście tego problemu jest standardowy trik termochemii — zmierzenie dwóch reakcji, które puszka przeprowadzić bezpiecznie, a następnie połączyć je arytmetycznie, aby otrzymać tę, której się nie da. Na tym polega prawo Hesa: ponieważ entalpia jest funkcją stanu, zmiana energii między dwoma stanami nie zależy od wybranej drogi, dzięki czemu reakcję niemożliwą do zmierzenia można złożyć z reakcji łatwych.

Dwie proste reakcje to te przeprowadzone tutaj. Metaliczny magnez rozpuszcza się w kwasie solnym, dając wodór i roztwór chlorku magnezu; tlenek magnezu rozpuszcza się w tym samym kwasie, dając ten sam roztwór i wodę zamiast the wodu. Obie są egzotermiczne, obie zachodzą do końca w ciągu kilku minut i obie są bezpieczne w zamkniętym naczyniu z rozcieńczonym kwasem. Odejmując jedną od drugiej i dodając znaną entalpię tworzenia ciekłej wody, otrzymujemy dokładnie spalanie magnezu. W tym laboratorium przeprowadzisz obie reakcje po kolei w tym samym kalorymetrze z 100 ml 1 mol/l kwasu solnego, zarejestrujesz temperaturę przed i po każdej z nich oraz przedstawisz obie na tym samym wykresie temperatury w funkcji czasu — co czyni widocznym również drugi punkt laboratorium, że dwie reakcje między tymi samymi pierwiastkami mogą uwolnić bardzo różne ilości energii w bardzo różnym tempie.

Cele edukacyjne

Zapoznanie ze stanowiskiem kalorymetrycznym

• Zidentyfikuj kalorymetr, jego pokrywę z otworami na mieszadełko i termometr, wagę, cylinder miarowy oraz tabletkę, i określ, co każdy z nich wnosi do jednego pomiaru.
• Zauważ, że ta sama aparatura jest używana dwukrotnie, tak że wszelka niedoskonałość naczynia wpływa na oba pomiary w równym stopniu i w dużym stopniu znosi się przy ich odjęciu.

Przeprowadzenie powtórzonego pomiaru w sposób rzetelny

• Opróżnij, wypłucz i schłodź kalorymetr pomiędzy pomiarami oraz wyjaśnij, dlaczego każdy z tych trzech kroków jest konieczny przed rozpoczęciem drugiej reakcji.
• Należy upewnić się, że drugi cykl rozpoczyna się od tej samej temperatury początkowej co pierwszy, zamiast po prostu zakładać, że tak jest.

Dwie reakcje tego samego metalu

• Napisz i uzgodnij oba równania, Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂ + H₂(g)₂(aq) + H₂(g) i MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O(l) oraz określić, czym produkty są do siebie podobne, a czym się różnią.
• Wyjaśnij, dlaczego tylko w pierwszym przypadku powstaje gaz, oraz co to oznacza dla obsługi kalorymetru zamkniętego.

Pomiar kalorymetryczny

• Zastosuj q = mcΔT do każdego przebiegu i podziel przez ilość odczynnika ograniczającego, aby otrzymać dwie entalpie molowe.
• Wykazuj obliczeniowo, że w obu seriach eksperymentów kwas występuje w nadmiarze, tak więc to metal i tlenek stanowią czynniki ograniczające każdą z reakcji.

Prawo Hessa

• Sformułuj prawo Hessa i opisz cykl, który łączy te dwie mierzone reakcje oraz powstawanie wody z powstawaniem tlenku magnezu.
• Połącz trzy entalpie z odpowiednimi znakami, aby uzyskać wartość dla reakcji, która nigdy nie została przeprowadzona.

Porównanie stawek oraz rodzajów energii

• Odczytaj dwie krzywe na jednym układzie osi i porównaj zarówno osiągniętą wysokość, jak i stromość wzniesienia.
• Wyjaśnij, dlaczego w tym przypadku reakcja bardziej egzotermiczna jest jednocześnie szybsza, oraz wskaż czynniki — wielkość cząstek, rozpuszczalność, mechanizm — które to determinują.

Krytyczna ocena wyników

• Porównaj uzyskaną wartość z opublikowaną entalpią tworzenia tlenku magnezu i wyraź różnicę w procentach.
• Określ, który z tych dwóch przebiegów w największym stopniu przyczynia się do powstania błędu, i podaj, co należałoby zmienić, aby go zmniejszyć.

Protokół

1. Odmierz 100 ml kwasu solnego (HCl) 1 M za pomocą cylindra miarowego.
2. Przelej zawartość cylindra miarowego do kalorymetru.
3. Załóż pokrywę kalorymetru.
4. Włóż termometr w otwór w pokrywie.
5. Zważ niewielki kawałek wstążki magnezowej (Mg) (około 0,5 g) za pomocą wagi.
6. Otwórz wieczko i umieść kawałek magnezu w kalorymetrze, a następnie zamknij go jak najszybciej.
7. Uruchom minutnik.
8. Włączyć mieszadło kalorymetru, naciskając zielony przycisk na pokrywie.
9. Obserwuj uważnie ewolucję temperatury w tabeli wyników.
10. Poczekaj około 3 minut lub do momentu, aż temperatura przestanie rosnąć.
11. Zatrzymaj stoper.
12. Zresetuj zegar, naciskając przycisk Reset.
13. Zatrzymaj wzbudnicę, wciskając czerwony przycisk. Wyjmij termometr, a następnie zdejmij pokrywę kalorymetru.
14. Wlej płynną zawartość kalorymetru do czarnego pojemnika na odpady. Wyjmij kawałek wstążki magnezowej za pomocą szczypiec.
15. Przepłucz kalorymetr, termometr i mieszadło wodą destylowaną.
16. Niech kalorymetr ostygnie przez około 30 sekund.
17. Powtórz kroki od 1 do 11 z około 1 g tlenku magnezu w kawałkach.

Reakcja jest przyspieszona 10-krotnie, aby łatwiej zaobserwować jej całkowite zakończenie.

Przewidywane wyniki

Oba doświadczenia podgrzewają kwas i oba stabilizują się w ciągu około trzech minut, ale nie są one takie same: taśma magnezowa burzliwie musuje, gdy wydziela się wodór, który gwałtownie podnosi temperaturę, podczas gdy tlenek magnezu rozpuszcza się cicho, całkowicie bez gazu, wywołując mniejszy, łagodniejszy wzrost. Na wykresie tabletu oba przebiegi pojawiają się razem – metal jako krzywa górna, a tlenek jako dolna. Oto odczyty zdjęte z termometru symulacji podczas przebiegu referencyjnego:

W obu reakcjach kwas występuje w nadmiarze, więc czynnikiem ograniczającym jest substancja stała. 100 ml 1 mol/l kwasu to 0,100 mola HCl. Część 1 wykorzystuje 0,5 / 24,305 = 2,06 × 10⁻² mol magnezu, który zużywa 4,1 × 10⁻² mol kwasu; Część 2 wykorzystuje 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10⁻² mol tlenku magnezu, który zużywa 5,0 × 10⁻² mol. W obu przypadkach ponad połowa kwasu pozostaje w stanie nieprzereagowanym, co stanowi właściwy sposób zaprojektowania eksperymentu: gwarantuje to, że każda cząstka ciała stałego ulegnie rozpuszczeniu, a zmierzona ilość ciepła odpowiada znanej ilości substancji.

Przeliczanie każdego wzrostu temperatury na entalpię molową. Przyjmując 100 mL rozcieńczonego kwasu jako 100 g cieczy o cieple właściwym wody, 4,18 J g⁻¹ K⁻¹⁻¹ °C⁻¹:

Prawo Hessa, do którego służą te dwa doświadczenia. Napisz dwie zmierzone reakcje i tworzenie wody: (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. Odwrócenie (2) i dodanie jej do (1) oraz (3) powoduje skrócenie jonu magnezu, protonów, wody i wodoru, pozostawiając Mg(s) + ½ O₂(g) → MgO(s). Zatem ΔH_f(MgO) = ΔH₁ − ΔH₂ + ΔH₃. Przy opublikowanych entalpiach wynoszących −466,9 − (−151,1) + (−285,8) = −601,6 kJ/mol, co jest dokładnie tablicową entalpią tworzenia tlenku magnezu – cykl domyka się idealnie i jest to wynik, którego odtworzeniu służy to laboratorium.

Dlaczego metal tak bardzo przewyższa tlenek. Obie reakcje kończą się tym samym uwodnionym jonem magnezu, więc różnica między nimi wynika całkowicie z materiałów wyjściowych. W tlenku magnezu magnez został już utleniony: jego elektrony zostały już oddane, energia sieciowa MgO (wynosząca około −3795 kJ/mol) została już uwolniona, a rozpuszczenie go w kwasie sprowadza się niemal do wymiany jonu tlenkowego na dwie cząsteczki wody. W metalicznym magnezie oba elektrony walencyjne nadal czeka utrata, a ich oddanie protonom kwasu jest źródłem energii. Reakcja tlenku to zobojętnianie kwasowo-zasadowe; reakcja metalu to reakcja utleniania-redukcji. To jest jedno zdanie, które student powinien zapamiętać, i dlatego różnica wynosi trzykrotność, a nie kilka procent.

Stawki też się różnią i to z innych powodów. Krzywa metalu wznosi się bardziej stromo i szybciej osiąga plateau. Przyczyniają się do tego trzy rzeczy: reakcja metalu jest bardziej egzotermiczna na mol, więc szybciej ogrzewa swoje otoczenie i czynnik Arrheniusa działa na jej korzyść; pęcherzyki wodoru tworzą się na wstążce i mieszają ciecz na powierzchni, gdzie ma to znaczenie, stale odsłaniając świeży metal; tlenek jest dodawany “w kawałkach”, więc ma mniejszą powierzchnię przypadającą na gram niż cienka wstążka. Należy zauważyć, że ta ostatnia kwestia jest wyborem eksperymentalnym, a nie właściwością substancji – zmielony tlenek magnezu reagowałby szybciej niż bryłki, dokładnie tak, jak laboratoria 061 i 062 demonstrują to dla innych ciał stałych – więc uczeń nie powinien wyciągać wniosku, że tlenek jest z natury wolniejszym odczynnikiem.

Podsumowanie zadania według zakresu ocen

Klasy 9–10

Skupienie: Porównanie dwóch reakcji egzoenergetycznych tego samego pierwiastka.

Aktywności: Zapisz temperaturę początkową i końcową dla każdej próby oraz podaj oba przyrosty temperatury. Opisz słownie obie reakcje, zwracając uwagę na to, że jedna wydziela gaz, a druga nie, oraz wyjaśnij, jak można je odróżnić z zamkniętymi oczami. Napisz obie zbilansowane równania reakcji. Odczytaj dwa wykresy z tabletu i określ, która reakcja wydzieliła więcej energii, a która zakończyła się wcześniej. Wyjaśnij, dlaczego kalorymetr musi zostać opróżniony, wypłukany i schłodzony przed drugą próbą oraz co poszłoby nie tak, gdyby tak się nie stało.

Klasa 11

Skupienie: Ilościowa kalorymetria dwóch reakcji i powód, dla którego się różnią.

Aktywności: Oblicz ilość magnezu oraz tlenku magnezu i wykaż poprzez porównanie z dostępnymi 0,100 mola kwasu, że substancja stała jest odczynnikiem ograniczającym w obu próbach. Zastosuj q = mcΔT dla każdego przebiegu z wypisaną substytucją, a następnie wyznacz obie entalpie molowe. Wyjaśnij za pomocą stopni utleniania, dlaczego metal wydziela około trzy razy więcej energii na mol niż tlenek, oraz zidentyfikuj jedną reakcję jako redoks, a drugą jako zobojętnianie. Oblicz objętość wodoru wydzielonego w Części 1 i skomentuj wykonanie tego w zamkniętym kalorymetrze.

Klasa 12 / Poziom akademicki

Skupienie: Prawo Hessa, propagacja niepewności pomiarowych a wiarygodność wyprowadzonego wyniku.

Aktywności: Przedstaw wyraźnie trzy etapowy cykl, z każdym równaniem odwróconym lub zachowanym w razie potrzeby, i pokaż, które drobiny ulegają skróceniu. Połącz entalpie, aby otrzymać entalpię tworzenia tlenku magnezu, najpierw z wartości zmierzonych, a następnie z opublikowanych, i porównaj obie z tabelaryczną wartością −601,6 kJ/mol. Zaprojektuj kalibrację, która dałaby pojemność cieplną kalorymetru. Na koniec wyjaśnij, dlaczego ten cykl jest standardowym sposobem otrzymywania entalpii spalania, której nie można zmierzyć bezpośrednio, i podaj jedną inną wielkość uzyskiwaną w ten sam sposób.

Podstawowe wyposażenie laboratorium

Instrumenty

• Kalorymetr z pokrywą izolacyjną, otworem na termometr i wbudowanym mieszadłem (zielony przycisk do włączenia, czerwony do wyłączenia)
• Termometr, wprowadzony przez pokrywę (wyświetla pełne stopnie Celsjusza)
• Waga elektroniczna
• Cylindryczny cylinder miarowy, 100 ml, do odmierzania kwasu
• Minutnik z przyciskiem resetu, używany raz dla każdego biegu
• Szczypce do wyjmowania przereagowanej taśmy z kalorymetru
• Łopatka
• Zlewka (1000 ml) i czarny pojemnik na zużyty kwas oraz płuczyny
• Tryskawka z wodą destylowaną do płukania kalorymetru, termometru i mieszadełka między pomiarami
• Tabletka, do protokołu, tabela wyników oraz wykres zależności temperatury od czasu

Produkty

• HCl 1 mol/l (roztwór), 100 ml dla każdej z dwóch prób
• Magnez (taśma), około 0,5 g
• Tlenek magnezu (w kawałkach), ok. 1 g
• Woda destylowana do płukania