• Home
• Tavola periodica
• Laboratorio
• Didattica
  • Materiali didattici
  • Attività
  • Modellazione molecolare
• Tabelle chimico-fisiche
• Risorse
  • Links
  • Software
• bisceglia.eu

Determinazione dell'entalpia in una reazione

Materiali occorrenti:

Idrossido di sodio in gocce e sol. 1 M - Acido cloridrico sol. 1 M - Calorimetro - Termometro digitale 0 -100 °C, d = 0.1 °C - Vetreria.

Richiami teorici:

Dal punto di vista termodinamico le reazioni chimiche possono essere classificate in esoergoniche quando viene liberata energia ed endoergoniche quando ne assorbono.

L'energia è l'attitudine a compiere un lavoro o a fornire calore. L'energia può essere compresa in un sistema in due forme: energia cinetica ( E_c ) ed energia potenziale ( E_p ).

L'energia cinetica ( E_c ) è legata alla velocità ed alla massa secondo l'equazione E_c = 1/2 mv². Unità SI dell'energia è il joule ( J ); 1J = N · m e, essendo 1N = 1m · Kg · s² , 1J = 1Kg · m² · s² . Una unità non-SI molto usata è la caloria ( cal ) che corrisponde alla quantità di energia necessaria ad aumentare di 1 °C 1 g di acqua; 1 cal = 4.184 J.

In un sistema costituito da particelle l'E_c è data dalle somme delle energie dei moti di traslazione, vibrazione e rotazione delle molecole ed è legata alla temperatura assoluta del sistema ed il suo valor medio è anche detto energia termica.

L'energia potenziale ( E_p ) è l'energia che può essere contenuta in un sistema. In una molecola è dovuta alle interazioni esistenti tra il nucleo e gli elettroni e tra elettrone ed elettrone; in un sistema costituito da più particelle oltre che dalla precedente è data dalle interazioni esistenti tra le molecole ( es. forze di Van Der Waals ) ed è anche detta energia chimica.

Per energia interna si intende la somma di tutte le energie: E = Σ(E_p + E_c ).

Se in un sistema i parametri temperatura, composizione chimica, volume e pressione restano costanti, il sistema è in equilibrio; la modifica di uno dei parametri perturba questo equilibrio.

In una reazione chimica la differenza tra le energie di legame dei prodotti di reazione e di quelle dei reagenti è detta ΔE :  
ΔE = E_prodotti - ΔE_reagenti .

Per sistema termodinamico si intende l'insieme dei corpi coinvolti nello scambio di calore di una reazione. Un vaso di Dewar ( calorimetro ) può essere considerato un sistema chiuso in quanto non permette, se non in quantità trascurabile, scambi di calore con l'ambiente. Questi scambi avvengono quindi tra i reagenti, l'acqua ( se c'è !! ), e le pareti del calorimetro.

In una reazione chimica può essere prodotta od assorbita una quantità di calore di reazione ( Q ). Il segno del calore è positivo ( + Q ) se la reazione è esotermica, cioè se rilascia calore all'ambiente o negativo ( -Q ) se la reazione è endotermica, ovvero se riceve calore dall'esterno.

Per calore specifico ( c ) di una sostanza si intende la quantità di calore necessaria a far aumentare di 1 K la temperatura di 1 Kg della sostanza stessa. Nel SI viene espresso in J/( Kg · K ).

Comunemente vengono utilizzate altre due unità non-SI, la Kcal/Kg °C e il KJ/Kg °C. Da queste deriva che la quantità di calore necessaria ad aumentare di 1 °C 1 g di sostanza è espressa in cal/g °C o in J/g °C.

Per capacità termica di un corpo ( C ) si intende la quantità di calore necessaria ad aumentare la temperatura di quel corpo di 1 °C, ovvero C = c m ( m = massa ).

Se la trasformazione avviene a pressione costante si può usare la funzione entalpia ( H ) che esprime il contenuto termico totale del sistema, ovvero il valore totale dell'energia, ovvero il calore di reazione.

L'espressione dell'entalpia è H = E + PV e la sua variazione è ΔH = ΔE + PV; se la trasformazione avviene a pressione costante si ha ΔH = ΔE + PV.

La prima legge della termodinamica o della conservazione dell'energia dice:

Q = ΔE + L ove Q = energia termica ( calore ), ΔE = E_finale - E_iniziale e L = lavoro compiuto;

se nel sistema è coinvolto un gas si ha L = PV, per cui Q = ΔE + PV e, a pressione costante, Q = ΔE + PΔV. Da questo deriva ΔH = Q ; perciò il calore Q scambiato in una reazione a pressione costante esprime la variazione di energia H tra le entalpie dei prodotti e quelle dei reagenti:

L'entalpia dei reagenti o quella dei prodotti non è misurabile né calcolabile: infatti l'entalpia totale dipende sia da E_c che da E_p, valori che non possono essere definiti. Si può però dire che

in una reazione esotermica: H_prodotti < H_reagenti ΔH < 0

in una reazione endotermica: H_prodotti > H_reagenti ΔH > 0

Il ΔH è proporzionale alla quantità di sostanza che entra nella reazione e resta invariato sia che la reazione avvenga in un unico stadio sia che avvenga in più stadi ( legge di Hess ).

Lo scopo dell'esperienza è quello di misurare la variazione dell'entalpia ( ΔH ) in un sistema aperto a pressione costante e senza apprezzabili variazioni di volume, la misurazione avviene in modo indiretto misurando il calore di reazione ( Q ) che, come detto, è uguale a ΔH.

La formula applicabile è Q = m · c ( T₂ - T₁ ) ove

m = massa in g dei reagenti, c = calore specifico, T₁ e T₂ = temperature iniziale e finale dei reagenti.

Si divide l'esperienza in tre fasi: nella prima si misura il calore di soluzione dell'idrossido di sodio in acqua, poi il calore di neutralizzazione della reazione tra idrossido di sodio ed acido cloridrico. Per ultimo si verifica la legge di Hess facendo sciogliere l'idrossido di sodio direttamente nell'acido cloridrico ( reazione in unico stadio ) e si verifica se esistono differenze tra il risultato ottenuto e la somma delle energie misurate nelle prime due fasi ( reazione in due stadi ).

Il calore di reazione viene calcolato in KJ/mol o in Kcal/mol; la capacità termica del calorimetro trascurata.

Esecuzione dell'esperienza:

Parte prima: Calore di soluzione di NaOH in acqua:

Si misurano con un cilindro o con un palloncino 100 mL esatti di acqua distillata e li si versano con cura nel calorimetro. Si inserisce nel calorimetro la sonda termometrica; quando il valore indicato dal display si è stabilizzato se ne prende nota, indicandolo come T₁.

Si pesano alla bilancia analitica 4 g esatti di idrossido di sodio in gocce e si trasferiscono nel calorimetro; si mescola utilizzando o la sonda termometrica o una bacchetta di vetro fino all'equilibrio termico. Si rileva tale valore e lo si indica con T₂.

Trattandosi di una soluzione viene considerato solo il calore specifico ( c ) dell'acqua, ovvero 4.18 J (K g).

Ad esempio siano T₁ = 19.5 °C ( 292.6 K ) e T₂ = 29.6 °C ( 302.7 K ), applicando la formula Q = m · c ( T₂ - T₁ ) si ha Q = 102 · 10.1 · 4.18 = 4306.2 J , ovvero 4.306 KJ.

Poiché 4 g di idrossido di sodio corrispondono a 0.1 mol, si registra una variazione di entalpia pari a 4.306 / 0.1 = 43.1 KJ/mol.

Parte seconda: calore di neutralizzazione della reazione NaOH + HCl:

Si misurano con un cilindro od un pallone 50 mL esatti di idrossido di sodio sol. 1 M e si versano nel calorimetro; si immerge la sonda termometrica, si muove la soluzione e si attende lo stabilizzarsi della temperatura. Si rileva il valore e lo si annota come T₁. Si risciacqua il cilindro e si misurano esattamente 50 mL di acido cloridrico sol. 1 M; si versa l'acido nel calorimetro agitando la soluzione risultante con la sonda termometrica o con una bacchetta in vetro.

Si attende lo stabilizzarsi della temperatura e si annota il valore ottenuto, indicandolo come T₂ .

Siano, ad esempio T₁ = 19.5 °C ( 292.6 K ) e T₂ = 26.1 °C ( 299.2 K ), applicando la formula Q = m · c ( T₂ - T₁ ) si ha Q = 100 · 7.5 · 4.18 = 3135 J , ovvero 3.13 KJ.

Poiché 50 mL di acido cloridrico 0.1 M e 50 mL di idrossido di sodio 0.1 M corrispondono a 0.05 mol ciascuno, si ha una variazione di entalpia di 3.13 / 0.05 = 62.6 KJ/mol.

Parte terza: calore di soluzione e calore di neutralizzazione ( stadio unico ):

Si tratta di una reazione in stadio unico che è somma delle reazioni delle parti precedenti.

Si misurano, nel modo consueto, 100 mL di acido cloridrico sol. 1 M e si versano nel calorimetro; si immerge la sonda termometrica e si rileva la temperatura stabile T₁. Si pesano, come già descritto, 4 g di idrossido di sodio in gocce e li si pongono nella soluzione acida agitando con la sonda termometrica o con una bacchetta in vetro. All'equilibrio termico si rileva il valore T₂ .

Siano, ad esempio T₁ = 19.5 °C ( 292.6 K ) e T₂ = 44.2 °C ( 317.3 K ), applicando la formula Q = m · c ( T₂ - T₁ ) si ha Q = 102 · 24.7 · 4.18 = 10531 J , ovvero 10.53 KJ.

Poiché 4 g di idrossido di sodio e 100 mL di acido cloridrico 1 M corrispondono ciascuno a 0.1 mol si ha una variazione di entalpia pari a 10.53 / 0.1 = 105.3 KJ/mol.

Come si vede il valore della variazione dell'entalpia della reazione ad uno stadio ( ΔH = 105.3 KJ/mol ) è, nei limiti dell'errore sperimentale, uguale alla somma delle variazioni delle entalpie delle reazioni considerate come singoli stadi (ΔH = 43.1 + 62.6 = 105.7 KJ/mol ).

Per trasformare i valori espressi in J in calorie è sufficiente moltiplicare per 4.18 ( 1 cal = 4.184 J ).