065 – Legea lui Hess

Calorimetria este modul în care chimia atribuie o cifră căldurii. Un vas este izolat astfel încât orice energie eliberată sau absorbită de un proces să rămână în conținutul său, temperatura acelui conținut este citită înainte și după, iar energia rezultă din masă, capacitatea termică masică și variația de temperatură. Cifrele obținute în acest fel sunt cele pe care un inginer de proces le folosește pentru a dimensiona o manta de răcire, pe care un laborator alimentar le raportează drept număr de calorii și pe care o fabrică de var sau ciment le folosește pentru a planifica bugetul de combustibil necesar pentru a elimina dioxidul de carbon din calcar.

Măsurătoarea merită făcută deoarece entalpia este o funcție de stare: căldura schimbată la trecerea de la un set de substanțe la altul depinde doar de natura acelor substanțe, nu și de calea urmată între ele. Aceasta este legea lui Hess. Înseamnă că o reacție prea lentă, prea violentă sau prea impure pentru a fi măsurată direct poate fi totuși obținută, prin adunarea entalpiilor oricărei secvențe de etape care începe și se termină în locul potrivit. De asemenea, înseamnă că o căldură măsurată nu spune nimic prin ea însăși — trebuie împărțită la cantitatea de substanță responsabilă pentru aceasta, astfel încât orice rezultat calorimetric începe cu un număr de moli și un reactant limitativ.

În acest laborator veți rula cinci procese în același calorimeter și veți înregistra temperatura înainte și după fiecare dintre ele. Două sunt fizice: amestecarea etanolului cu apa și dizolvarea clorurii de amoniu în apă. Ele schimbă căldură în direcții opuse. Unul este un control în care nu se întâmplă nimic măsurabil. Celelalte două sunt chimice: carbonatul de calciu atacat de acidul clorhidric și acidul clorhidric neutralizat de hidroxidul de sodiu. Veți converti fiecare modificare de temperatură într-o entalpie pe mol, le veți compara pe cele cinci între ele, iar apoi veți folosi legea lui Hess pentru a arăta că cea mai mică dintre cele cinci este diferența mică dintre două numere mult mai mari.

Obiective educaționale

Tehnică calorimetrică

• Încărcați un calorimeter, închideți capacul, amestecați conținutul și luați o temperatură inițială și una finală în ordinea corectă.
• Explicați ce contribuție aduce fiecare dintre cele două componente — capacul și agitatorul — și de ce o lectură luată înainte de agitare nu reprezintă temperatura amestecului.

Măsurarea unei cantități de substanță

• Măsurați 100 mL de lichid cu un cilindru gradat și cântăriți o pulbere pe o sticlă de cântărire tarată, cu o precizie de 0,01 g.
• Înainte de a calcula orice valoare a energiei, convertiți un volum și o concentrație, sau o masă și o masă molară, în număr de moli.

Transformarea unei variații de temperatură în entalpie

• Aplică q = m × c × ΔT conținutului calorimeterului și apoi ΔH = −q / n pentru a obține o entalpie molară cu semnul corect.
• Identificați mai întâi reactivul limitant și folosiți numărul său de moli în locul celui mai mare.

Diferențierea efectelor termice fizice de cele chimice

• Clasificați fiecare dintre cele cinci procese ca fiind amestecare, dizolvare sau reacție și precizați, în fiecare caz, care legături sau forțe intermoleculare se rup și care se formează.
• Folosiți termenii „exotermic” și „endotermic” respectând convenția privind semnele asociate acestora, și nu ca denumiri pentru „cald” și „rece”.

Aplicarea legii lui Hess

• Construiește o rută în doi pași către o reacție a cărei entalpie este greu de măsurat și arată că cei doi pași se adună la valoarea dintr-un singur pas.
• Identificați anulația ionilor spectatori și explicați de ce orice acid puternic neutralizat de orice bază puternică dă aceeași entalpie molară.

Citirea unui experiment de control

• Precizați ce demonstrează Experimentul 3, chiar dacă în cadrul acestuia nu se întâmplă nimic, și de ce interpretarea Experimentului 4 depinde de acesta.

A aprecia cât de mult se poate avea încredere într-un rezultat calorimetric

• Explicați de ce în calcul trebuie să se ia în considerare capacitatea termică specifică a conținutului, și nu cea a apei.

Protocol

Experimentul 1: Apă + Alcool

1. Măsurați 100 mL de apă distilată folosind cilindrul gradat.
2. Toarnă conținutul cilindrului gradat în calorimetru.
3. Introduceți vârful termometrului digital în lichid pentru a-i măsura temperatura.
4. Temperatura inițială a apei va apărea în tabelul de rezultate.
5. Măsurați 100 mL de etanol folosind cilindrul gradat.
6. Toarnă conținutul cilindrului gradat în calorimetru.
7. Atașați capacul calorimetrului.
8. Apăsați butonul de agitare verde de pe capacul calorimetrului și lăsați-l să se agite timp de cel puțin 10 secunde.
9. Introduceți termometrul digital în capacul calorimetrului.
10. Temperatura amestecului va apărea în tabelul de rezultate.
11. Oprește agitatorul apăsând butonul roșu.
12. Scoateți termometrul din capacul calorimetrului.
13. Îndepărtați capacul calorimetrului și goliți conținutul în recipientul de recuperare.
14. Clătiți calorimetrul cu apă distilată și goliți conținutul în rezervorul de recuperare.
15. Clătiți cilindrul gradat cu apă distilată și goliți conținutul în recipientul de recuperare.

Experiment 2: Apă + NH₄Cl

1. Măsurați 100 mL de apă distilată folosind cilindrul gradat.
2. Toarnă conținutul cilindrului gradat în calorimetru.
3. Introduceți vârful termometrului digital în lichid pentru a-i măsura temperatura.
4. Temperatura inițială a apei va apărea în tabelul de rezultate.
5. Cântăriți aproximativ 9,2 g (6 mL) de clorură de amoniu sub formă de pulbere folosind barca de cântărire.
6. Toarnă conținutul capsulei de cântărire în calorimetru.
7. Atașați capacul calorimetrului.
8. Apăsați butonul verde al agitatorului de pe capacul calorimetrului și lăsați-l să amestece timp de cel puțin 10 secunde.
9. Introduceți termometrul digital în capacul calorimetrului.
10. Temperatura amestecului va apărea în tabelul de rezultate.
11. Oprește agitatorul apăsând butonul roșu.
12. Scoateți termometrul din capacul calorimetrului.
13. Îndepărtați capacul calorimetrului și goliți conținutul în recipientul de recuperare.
14. Clătiți calorimetrul cu apă distilată și goliți conținutul în rezervorul de recuperare.
15. Clătiți cilindrul gradat cu apă distilată și goliți conținutul în recipientul de recuperare.

Experiment 3: Apă + CaCO₃

1. Măsurați 100 mL de apă distilată folosind cilindrul gradat.
2. Toarnă conținutul cilindrului gradat în calorimetru.
3. Introduceți vârful termometrului digital în lichid pentru a-i măsura temperatura.
4. Temperatura inițială a apei va apărea în tabelul de rezultate.
5. Cântăriți aproximativ 9,5 g (3,5 mL) de carbonat de calciu sub formă de pulbere folosind barca de cântărire.
6. Toarnă conținutul capsulei de cântărire în calorimetru.
7. Fixați capacul pe calorimetru.
8. Apăsați butonul verde al agitatorului de pe capacul calorimetrului și lăsați-l să amestece timp de cel puțin 10 secunde.
9. Introduceți termometrul digital în capacul calorimetrului.
10. Temperatura amestecului va apărea în tabelul de rezultate.
11. Oprește agitatorul apăsând butonul roșu.
12. Scoateți termometrul din capacul calorimetrului.
13. Scoateți capacul calorimetrului și turnați conținutul lichid în recipientul negru de recuperare, apoi transferați solidele cu ajutorul spatulelor.
14. Clătiți calorimetrul cu apă distilată și goliți conținutul în rezervorul de recuperare.
15. Clătiți cilindrul gradat cu apă distilată și goliți conținutul în recipientul de recuperare.

Experiment 4: HCl + CaCO₃

1. Măsurați 100 ml de acid clorhidric (HCl) 2 M folosind cilindrul gradat.
2. Toarnă conținutul cilindrului gradat în calorimetru.
3. Introduceți vârful termometrului digital în lichid pentru a-i măsura temperatura.
4. Temperatura inițială a acidului clorhidric va apărea în tabelul de rezultate.
5. Cântăriți aproximativ 9,5 g (3,5 mL) de carbonat de calciu sub formă de pulbere folosind barca de cântărire.
6. Toarnă conținutul capsulei de cântărire în calorimetru.
7. Fixați capacul pe calorimetru.
8. Introduceți termometrul digital în capacul calorimetrului.
9. Porniți cronometrul.
10. Apăsați butonul verde al agitatorului de pe capacul calorimetrului și lăsați-l să se agite.
11. Observați reacția care are loc în graficul temperatură versus timp.
12. Când reacția este completă (temperatura va fi atins platoul) opriți cronometrul.
13. Oprește agitatorul apăsând butonul roșu.
14. Scoateți termometrul din capacul calorimetrului.
15. Îndepărtați capacul calorimetrului și goliți conținutul în recipientul de recuperare.
16. Clătiți calorimetrul cu apă distilată și goliți conținutul în rezervorul de recuperare.
17. Clătiți cilindrul gradat cu apă distilată și goliți conținutul în recipientul de recuperare.

Notă: Viteza de reacție este accelerată de 10 ori.

Experimentul 5: HCl + NaOH

1. Măsurați 100 mL de soluție 1M NaOH folosind cilindrul gradat.
2. Toarnă conținutul cilindrului gradat în calorimetru.
3. Introduceți vârful termometrului digital în lichid pentru a-i măsura temperatura.
4. Temperatura inițială a apei va apărea în tabelul de rezultate.
5. Măsurați 100 mL de HCl 1M folosind cilindrul gradat.
6. Toarnă conținutul cilindrului gradat în calorimetru.
7. Fixați capacul pe calorimetru.
8. Apăsați butonul de agitare verde de pe capacul calorimetrului și lăsați-l să se agite timp de cel puțin 10 secunde.
9. Introduceți termometrul digital în capacul calorimetrului.
10. Temperatura amestecului va apărea în tabelul de rezultate.
11. Oprește agitatorul apăsând butonul roșu.
12. Scoateți termometrul din capacul calorimetrului.
13. Îndepărtați capacul calorimetrului și goliți conținutul în recipientul de recuperare.
14. Clătiți calorimetrul cu apă distilată și goliți conținutul în rezervorul de recuperare.
15. Clătiți cilindrul gradat cu apă distilată și goliți conținutul în recipientul de recuperare.

Rezultate anticipate

Cinci procese, un calorimeter și o variație de temperatură care urmează să fie convertită într-o entalpie în fiecare caz. Tabelul reunește ceea ce ar trebui să dea fiecare experiment. Coloana privind capacitatea termică reprezintă capacitatea conținutului calorimeterului, care nu este aceeași de la un experiment la altul, și acesta este motivul pentru care cele cinci variații de temperatură nu sunt proporționale cu cele cinci entalpii molare.

De la o modificare de temperatură la o entalpie

Fiecare dintre cele cinci rezultate este obținut în același mod, în doi pași. Mai întâi căldura care a intrat sau a ieșit din conținutul calorimeterului, q = m × c × ΔT, unde m este masa a tot ceea ce se află în vas și c este capacitatea sa termică masică. Apoi entalpia molară, ΔH = −q / n, unde n este numărul de moli ai substanței pentru care se exprimă entalpia, iar semnul minus transformă “conținutul s-a încălzit” în “procesul a eliberat energie”. Experimentul 5 a fost calculat astfel: 200 mL de soluție amestecată au o masă de aproximativ 203 g și o capacitate termică masică de aproximativ 4,16 J/(g·K), astfel încât conținutul reține 203 × 4,16 = 845 J/K; o creștere de 6,4 °C corespunde, prin urmare, lui q = 845 × 6,4 = 5,41 kJ; și, din moment ce 100 mL de acid de 1 mol/L conțin 0,100 moli, ΔH = −5,41 / 0,100 = −54 kJ per mol de HCl.

Pasul pe care elevii îl greșesc cel mai des este capacitatea termică. Este tentant să se folosească 4,18 J/(g·K) pentru orice, deoarece majoritatea a ceea ce se află în vas este apă. În Experimentul 1, acest lucru dă un rezultat greșit cu aproape un sfert: conținutul este format din 100 g de apă la 4,18 plus 78,9 g de etanol la 2,44 J/(g·K), astfel încât capacitatea este 100 × 4,18 + 78,9 × 2,44 = 418 + 192 = 610 J/K, în timp ce 178,9 g de apă ar fi 748 J/K. Folosirea valorii pentru apă împreună cu valoarea observată de 8,0 °C ar genera 6,0 kJ în loc de 4,88 kJ și o entalpie molară de −3,5 în loc de −2,85 kJ/mol. Aceeași precauție se aplică, într-o măsură mai mică, soluțiilor saline concentrate din Experimentele 2, 4 și 5, ale căror capacități termice masice sunt cu aproximativ 4 până la 7 la sută mai mici decât cea a apei pure.

Experimentul 1 — etanol și apă: un proces fizic și se încălzește

Nimic nu reacționează aici. Nicio legătură din interiorul unei molecule de apă sau al unei molecule de etanol nu este ruptă și nicio substanță nouă nu este creată; ceea ce se schimbă este care molecule sunt legate prin legături de hidrogen de care. Ruperea rețelei de legături de hidrogen a apei pure și a rețelei mai slabe a etanolului pur costă energie, iar formarea legăturilor de hidrogen apă-etanol o returnează. Gruparea hidroxil a etanolului este un bun donor și acceptor, iar molecula mică de etanol se potrivește în rețeaua apei fără a o perturba prea mult, astfel încât se întoarce puțin mai multă energie decât a intrat, iar amestecul se încălzește. 100 mL de etanol înseamnă 78,9 g, sau 1,71 mol la M = 46,07 g/mol; cu o capacitate termică a conținutului de 610 J/K, o creștere de 8,0 °C reprezintă 4,88 kJ, ceea ce înseamnă 2,85 kJ per mol de etanol. Exprimat per mol din întregul amestec — 5,55 moli de apă plus 1,71 moli de etanol, deci 7,26 moli — aceasta înseamnă 0,67 kJ/mol, ceea ce se situează exact în cadrul entalpiei de amestecare în exces publicate pentru acest sistem, al cărui minim este de aproximativ 0,8 kJ/mol, în apropierea unei fracții molare de etanol de 0,2. Prin urmare, figura de pe această pagină este una realistă, nu una convenabilă.

Aceeași potrivire intermoleculară apare în volum și merită măsurată. Volumul exces de amestecare pentru apă și etanol la această compoziție este de aproximativ −0,9 cm³ pe mol de amestec, deci 7,26 mol se contractă cu aproximativ 7 mL: turnarea a 100 mL în 100 mL dă cam 193 mL, nu 200. Un student care citește nivelul din calorimeter și constată că este mai mic nu a vărsat nimic. Contracția și încălzirea sunt două fețe ale aceluiași fapt, acela că lichidul amestecat este mai strâns legat decât a fost oricare lichid pur.

Experimentul 2 — clorură de amoniu: un proces fizic și se răcește

Dizolvarea unui solid ionic este suma a două termeni mari opuși. Rețeaua trebuie desfăcută, ceea ce costă entalpia rețelei, +705 kJ/mol pentru NH₄Cl; ionii separați sunt apoi hidratați, ceea ce eliberează aproximativ −690 kJ/mol. Entalpia de dizolvare măsurată este restul mic, +14.8 kJ/mol, aproximativ 2 la sută din fiecare termen — motivul exact pentru care entalpiile de dizolvare sunt greu de prezis și ușor de măsurat, și de ce trebuie să fie măsurate. Aici restul este pozitiv, așa că procesul extrage căldură din apă și temperatura scade. Cu 9.2 g, sau 0.172 mol la M = 53.49 g/mol, soluția cedează 0.172 × 14.8 = 2.55 kJ; conținutul este de 109.2 g la aproximativ 3.90 J/(g·K), deci 426 J/K, iar scăderea este de 2550 / 426 = 6.0 °C.

Deoarece nimic de aici nu este limitativ, dimensiunea scăderii este stabilită doar de cantitatea de sare cântărită: aproximativ 0,65 °C pe gram, deci un gram lipsă față de țintă costă un grad întreg de semnal. Cântăriți cât mai aproape de 9,2 g pe cât permite balanța. Sarea se dizolvă complet — 9,2 g în 100 mL înseamnă 1,72 mol/L față de o solubilitate de aproape 37 g la 100 mL la temperatura camerei, astfel încât soluția se află la aproximativ un sfert din saturație și nu ar trebui să rămână niciun reziduu în recipient. Acesta este principiul din spatele unei pungi de gheață instantanee, care este o pungă cu apă și un pliculeț cu o sare de amoniu.

Experimentul 3 — carbonatul de calciu în apă: proba martor și de ce este necesară

Termometrul nu trebuie să se miște. Carbonatul de calciu nu este insolubil în sens absolut — nimic nu este —, dar este suficient de aproape încât distincția să nu poată fi observată într-un calorimeter. Produsul său de solubilitate este K_sp = 3,3 × 10⁻⁹, deci o soluție saturată conține √K_sp = 5,7 × 10⁻⁵ mol/L de ioni de calciu. În 100 mL, aceasta înseamnă 5,7 × 10⁻⁶ mol, sau 0,57 mg din cele 9,5 g cântărite: șase miimi dintr-un procent. La o entalpie de dizolvare de aproximativ −12,3 kJ/mol, căldura eliberată este de 0,07 J, iar 0,07 J, distribuiți pe 420 J/K de conținut, reprezintă o creștere a temperaturii de 0,0002 °C. Un termometru ar trebui să fie de aproximativ treizeci și cinci de mii de ori mai sensibil decât unul care citește grade întregi pentru a o detecta. Agitarea nu schimbă nimic, deoarece limita este termodinamică și nu cinetică: apa este saturată în câteva secunde și așa rămâne.

Ar fi ușor să tratăm acest lucru ca pe un experiment ratat și este cel mai probabil să fie trecut cu vederea. Nu ar trebui să fie așa, deoarece este pilonul de referință pe care se bazează Experimentul 4. Experimentul 4 pune aceeași cantitate de 9,5 g din aceeași pulbere în 100 mL de lichid și înregistrează o creștere de câteva grade. Fără Experimentul 3, un elev nu poate spune dacă acea căldură a provenit de la interacțiunea carbonatului cu acidul sau pur și simplu de la interacțiunea carbonatului cu un lichid. Experimentul 3 elimină a doua posibilitate și, făcând acest lucru, permite ca întreaga entalpie din Experimentul 4 să fie atribuită reacției. Un martor (experiment de control) care nu returnează nimic tot a furnizat un rezultat.

Experimentul 4 — carbonatul și acidul, și legea lui Hess în acțiune

Reacția este CaCO₃(s) + 2 HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g), deci doi moli de acid sunt consumați pentru fiecare mol de carbonat, iar gazul părăsește vasul. Fă un bilanț înainte de a calcula ceva: 9,5 g de CaCO₃ la M = 100,09 g/mol înseamnă 0,095 mol, care au nevoie de 0,190 mol de HCl, iar 100 mL de acid 2 mol/L furnizează 0,200 mol. Carbonatul este reactantul limitativ, iar acidul este în exces de doar 5 la sută, ceea ce reprezintă cea mai strânsă marjă din tot acest laborator — cântăriți cu un gram în plus și acidul se termină înainte ca pulberea să o facă, iar căldura măsurată va fi insuficientă. La −14,6 kJ per mol de carbonat, reacția eliberează 0,095 × 14,6 = 1,39 kJ, iar raportat la un conținut de aproximativ 375 J/K, aceasta înseamnă o creștere de 3,7 °C. Asta este ceea ce ar indica numai conținutul; termometrul citește puțin mai puțin. O probă înregistrată în jurnalul de rezultate începe la 21,3 °C și se stabilizează la 24.3 °C — o creștere de 3,0 °C, platoul fiind atins în puțin sub un minut pe cronometru. Diferența o face calorimeterul însuși, care își ia partea sa din 1,39 kJ: împărțind 1,39 kJ la cei 3,0 °C observați rezultă o valoare efectivă de 460 J/K, iar cei ≈85 J/K de peste 375 J/K ai conținutului reprezintă constanta calorimeterului făcută vizibilă. Compararea celor două creșteri este cea mai rapidă estimare a acelei constante pe care o oferă acest laborator. Protocolul menționează că simularea rulează reacția mult mai repede decât în realitate, astfel încât timpul scurs pe ecran corespunde mai multor minute la bancul de lucru. Acum, scopul laboratorului. 14,6 kJ/mol este un număr mic, iar lucrul interesant la el este că este mic — un sfert din neutralizarea de la Experimentul 5, dintr-o reacție care efervesce vizibil și dizolvă un solid. Legea lui Hess explică acest lucru, deoarece variația globală poate fi obținută printr-o rută care trece prin doi pași ale căror entalpii sunt în mod individual enorme.

Citește acel tabel ca o anulare. Pasul 1 este calcinarea, descompunerea industrială a calcarului în var nestins, și este puternic endotermă: trebuie furnizați 179 kJ pentru fiecare mol, motiv pentru care un cuptor de var arde combustibil. Pasul 2 este varul nestins atacat de acid, care este puternic exoterm la −193,4 kJ/mol. Adună-le și CaO se anulează din ambele părți, lăsând reacția efectuată efectivamente în calorimeter cu o entalpie de −14,4 kJ/mol — o diferență de 7 la sută între două numere de ordinul lui 190. Căldura pe care o măsoară un student în Experimentul 4 este mică nu pentru că se întâmplă puține lucruri, ci pentru că se întâmplă multe deodată în două direcții. Acesta este cel mai util lucru pe care îl face legea lui Hess: permite obținerea unei cantități ca diferență a unor cantități mari, măsurabile separat, atunci când cantitatea în sine este greu de izolat. Laboratorul 060 construiește același tip de ciclu pentru magneziu și oxid de magneziu.

Atât entalpiile fiecărui pas, cât și suma acestora de −14,4 kJ/mol, decurg din entalpiile standard de formare, astfel încât un profesor poate reconstrui fiecare figură de pe această pagină dintr-un tabel de date, în loc să o accepte ca atare. Pentru pasul 1, ΔH = [−635,1 + (−393,5)] − [−1207,6] = +179,0 kJ/mol. Pentru pasul 2, ΔH = [−877,1 + (−285,8)] − [−635,1 + 2(−167,2)] = −1162,9 − (−969,5) = −193,4 kJ/mol. Iar în mod direct, într-un singur pas, ΔH = [−877,1 − 285,8 − 393,5] − [−1207,6 + 2(−167,2)] = −1556,4 + 1542,0 = −14,4 kJ/mol. Cele trei calcule folosesc același tabel și sunt în concordanță, ceea ce înseamnă că entalpia este o funcție de stare.

Experimentul 5 — neutralizarea și legea lui Hess a doua oară

Scrisă în întregime, reacția este HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l), dar acea ecuație conține doi ioni care nu fac nimic. Sodiul este un cation hidratat înainte de amestecare și un cation hidratat după aceasta; clorura la fel. Tăiați-i și ceea ce rămâne este H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) — formarea unei legături covalente O–H din doi ioni separați și singurul eveniment chimic din vas. Ambele rute trebuie să ofere aceeași entalpie, și o fac. Din ecuația moleculară, ΔH = [−407.3 + (−285.8)] − [−167.2 + (−470.1)] = −693.1 + 637.3 = −55.8 kJ/mol. Din ecuația ionică netă, ΔH = [−285.8] − [0 + (−230.0)] = −55.8 kJ/mol. Identice, deoarece termenii spectatori care au fost eliminați s-au anulat exact — ceea ce reprezintă legea lui Hess aplicată nu unei secvențe de pași, ci la două descrieri diferite ale aceluiași pas.

Aceasta are o consecință care merită evidențiată, deoarece este motivul pentru care această măsurătoare apare în fiecare curs introductiv. Deoarece spectatorii se anulează, entalpia de neutralizare nu depinde de acidul tăios sau de baza tare care a fost folosită. Acidul azotic și hidroxidul de potasiu ar da aceeași valoare, la fel și acidul sulfuric, per mol de ion de hidrogen. Orice pereche care este complet disociată efectuează exact aceeași reacție, iar constanța valorii măsurate pentru astfel de perechi reprezintă dovada experimentală că acizii tari sunt cu adevărat disociați complet. Un acid slab oferă o valoare mai mică, deoarece o parte din energia eliberată este consumată mai întâi pentru disocierea acidului, iar acea diferență este modul în care se obține o entalpie de disociere.

Cantitativ: 100 mL de NaOH 1 mol/L conțin 0,100 mol și 100 mL de HCl 1 mol/L conțin 0,100 mol, așa că cele două sunt exact echivalente, niciunul nu este în exces, iar produsul este 200 mL de clorură de sodiu 0,5 mol/L la pH 7. Valoarea înregistrată pentru acest laborator este de 54 kJ eliberați per mol, rezultând 5,40 kJ și o creștere de 6,4 °C. Pentru comparație, tabelul de entalpii de formare de mai sus indică −55,8 kJ/mol, iar valoarea trecută de obicei în tabele pentru acid tare diluat cu bază tare este de la −57,1 la −57,3 kJ/mol; valoarea de 54 kJ/mol a laboratorului este cu 3 până la 6 la sută sub acestea, aceasta fiind direcția și aproximativ mărimea deficitului pe care îl produce un calorimetru necalibrat, întrucât căldura absorbită de vasul în sine nu este niciodată luată în considerare.

Pune cele cinci rezultate unul lângă altul, iar ordinea este lecția. Rearanjarea legăturilor de hidrogen dintre două lichide care le aveau deja costă sau restituie câțiva kilojouli pe mol (Experimentul 1, 2,85). Desfacerea unei rețele ionice și hidratarea bucăților reprezintă aproape anularea a doi termeni de în jur de 700 kJ/mol, lăsând un reziduu de același ordin mic (Experimentul 2, 14,8). Dizolvarea unui solid a cărui rețea apa nu o poate rupe nu aduce absolut nimic înapoi (Experimentul 3). O reacție ale cărei două rute parțiale se anulează aproape reciproc returnează un reziduu de mărime similară (Experimentul 4, 14,6). Dar formarea unei legături covalente acolo unde nu exista una aduce de nouăsprezece ori mai mult decât o face Experimentul 1 (Experimentul 5, 54). Modificarea chimică și modificarea fizică nu sunt diferite prin natura lor aici — ambele reprezintă energii de legătură schimbate —, dar ele diferă cu un ordin de mărime în ceea ce privește energia pusă în joc.

Rezumatul temei pe intervale de note

Clasele a IX-a și a X-a

Concentrare: exotermul și endotermul ca categorii observabile și măsurarea atentă. Elevii ar trebui să plece capabili să spună care dintre cele cinci procese a eliberat căldură, care a absorbit-o și care nu a făcut niciuna, și să folosească corect cele două cuvinte.

Activități: rulează toate cele cinci experimente și înregistrează temperatura inițială și finală a fiecăruia într-un tabel creat de ei, cu semnul fiecărei modificări. Sortează cele cinci în încălzite, răcite și neschimbate. Prezice, înainte de a rula Experimentul 3, ce ar trebui să facă o substanță care nu se dizolvă asupra temperaturii și apoi spune dacă predicția s-a adeverit. Scrie ecuația în cuvinte pentru Experimentele 4 și 5.

Clasa a XI-a

Concentrare: convertirea unei variații de temperatură în entalpie molară. Trecerea de la o valoare afișată pe un ecran la un număr care poate fi comparat cu datele dintr-un tabel reprezintă întregul conținut al acestei categorii.

Activități: pentru fiecare experiment, calculați numărul de moli implicați, identificați reactivul limitativ unde există unul, aplicați q = m × c × ΔT și apoi ΔH = −q / n, și comparați rezultatul cu valoarea citată aici. Echilibrați ecuația pentru Experimentul 4 și arătați că acidul este în exces de 5 la sută. Explicați de ce scăderea temperaturii în Experimentul 2 este proporțională cu masa cântărită, în timp ce creșterea din Experimentul 4 nu este proporțională cu nimic din ceea ce controlează elevul. Dați o explicație pentru ordonarea celor cinci entalpii molare.

Clasa a XII-a / Nivel universitar

Concentrare: Legea lui Hess ca instrument de lucru și o analiză onestă a erorilor. Studenții ar trebui să fie capabili să construiască o rută, să apere calculele aritmetice dintr-un tabel de entalpii de formare și să indice ce parte din discrepanța față de valorile publicate poate fi justificată de aparatura lor.

Activități: reproducește calea de calcinare în doi pași de la Experimentul 4 și arată că aceasta însumează valoarea obținută într-un singur pas; derivă toate cele trei entalpii în mod independent din tabelul cu entalpii standard de formare. Demonstrează că ecuațiile moleculare și ionice nete ale Experimentului 5 dau același rezultat și argumentează pe baza acestuia afirmația că entalpia de neutralizare a oricărui acid puternic de către orice bază puternică este aceeași. Estimează căldura preluată de dioxidul de carbon în Experimentul 4. Concepuți, fără a-l rula, o etapă de etalonare care ar stabili capacitatea calorică a calorimetrului și precizați care ar deveni cele cinci rezultate dacă s-ar dovedi a fi de 50 J/K. Compară acest ciclu cu ciclul magneziului și oxidului de magneziu din laboratorul 060.

Esențiale de laborator

Instrumente

• Calorimetru cu capac izolat, agitator motorizat și butoane de control verde/roșu
• Termometru digital
• Cântar electronic
• Nacelă de cântărire
• Cilindru gradat, 250 mL (fiecare experiment măsoară 100 mL; cilindrul de 70 mL furnizat de asemenea nu îl va ține)
• Spatulă (Experiența 3, pentru transferul carbonatului nedizolvat)
• Cronometru sau temporizator (doar pentru Experimentul 4)
• Sticlă de spălare cu apă distilată
• Coș de recuperare și rezervor de recuperare

Produse

• Apă distilată (100 mL în Experimentele 1, 2 și 3, plus clătire între fiecare experiment)
• Etanol, lichid (100 mL, Experimentul 1)
• NH₄Cl, pulbere (9,2 g, Experimentul 2)
• CaCO₃, pudră (9,5 g în fiecare dintre Experimentele 3 și 4)
• Soluție de HCl 2 mol/L (100 mL, Experimentul 4)
• HCl 1 mol/L, soluție (100 mL, Experimentul 5)
• NaOH 1 mol/L, soluție (100 mL, Experimentul 5)