Calore di reazione ed entalpia

CALORE DI REAZIONE ED ENTALPIA

OBIETTIVO: Calcolare la quantità di calore e la variazione di entalpia di solubilizzazione e di neutralizzazione.

Cenni sulle reazioni esotermiche ed endodermiche: Le trasformazioni fisiche e chimiche sono spesso accompagnate da produzione o assorbimento di calore e ciò si verifica nelle reazioni chimiche. Le reazioni che avvengono con produzione di calore, ciò che trasferiscono energia dal sistema all’ambiente, si chiamano esotermiche e determinano un riscaldamento sia del sistema sia dell’ambiente; le reazioni endotermiche invece assorbono calore dall’ambiente e comportano un raffreddamento.

La termodinamica studia il calore (Q) trasferito durante le reazioni chimiche. Il primo principio della termodinamica dice che “l’energia non si crea e non si distrugge, ma si trasforma da una forma ad un’altra”. Per determinare sperimentalmente la quantità di calore sviluppato o assorbito da una reazione si può misurare la variazione di temperatura dell’ambiente esterno. Per fare ciò si usa uno strumento chiamato calorimetro: si tratta di un contenitore nel quale sono inseriti un termometro, per misurare la temperatura (T) prima e dopo la reazione, e un agitatore per distribuire uniformemente il calore. Per calcolare la quantità di calore espressa in Joule (J) in un calorimetro a pressione costante si usa la seguente espressione, dove “m” è la massa dell’acqua contenuta nel calorimetro, “c” è il calore specifico dell’acqua (4,18 J/g•°C) e ΔT è la variazione di temperatura.

Q = m • c • ΔT

Nelle reazioni esotermiche avviene un trasferimento di calore dal sistema all’ambiente, perciò il calore del sistema diminuisce ed acquisisce segno negativo, mentre il calore dell’ambiente aumenta e quindi avrà segno positivo. Viceversa, nelle reazioni endotermiche avviene invece un trasferimento di calore dall’ambiente al sistema, perciò il calore del sistema aumenta ed acquisisce segno positivo, mentre il calore dell’ambiente diminuisce e quindi avrà segno negativo.

L’entalpia (H) è una funzione di stato che indica il contenuto termico: una funzione di stato non dipende dal cammino percorso ma dipende solo dallo stato finale e da quello iniziale. In base al calore scambiato possiamo trovarci l’entalpia. Non possiamo prevedere l’entalpia soltanto dei reagenti o soltanto dei prodotti, ma possiamo determinare la variazione di entalpia (ΔH).

Secondo la legge di Hess “la variazione di entalpia in una reazione chimica è la stessa, qualunque sia il cammino attraverso il quale la reazione avviene”. Per calcolare la variazione di entalpia si usa l’espressione:

ΔH = H_prodotti – H_reagenti = -Q

• In una trasformazione esotermica avviene che i prodotti si trovano ad un livello energetico minore rispetto ai reagenti in quanto cedono energia all’ambiente ed avviene che H_prodotti < H_reagenti e quindi ΔH < 0.

• In una trasformazione endotermica avviene che i prodotti si trovano ad un livello energetico maggiore rispetto ai reagenti in quanto assorbono energia dall’ambiente ed avviene che H_prodotti > H_reagenti e quindi ΔH > 0.

PROCEDIMENTO

In questo esperimento andremo a fare quattro prove: nelle prime due calcoliamo il calore di solubilizzazione di due composti (NaOH e NH₄NO₃) in acqua; nelle altre due calcoliamo invece il calore di neutralizzazione. Lo scopo di quest’esperienza sarà determinare sia la quantità di calore prodotta dalla solubilizzazione e dalla reazione di neutralizzazione, sia calcolare la variazione di entalpia. Per trovare il calore dobbiamo rapportarlo alle moli che interagiscono durante la reazione, perché il ΔH si calcola come KJ/mol (kilojoule su mole).

Non bisogna confondere il calore con l’entalpia. Per calore di reazione si intende il calore che accompagna la trasformazione di una mole di sostanza. A pressione costante, il calore di reazione si chiama entalpia di reazione (H) e la variazione di entalpia (ΔH) è la quantità di calore assorbito o liberato da una reazione senza variazione di pressione.

Reagenti:

• NaOH solido
• NH₄Cl solido
• NaOH 1M
• HCl 1M
• H₂O
• NaHCO₃

Strumenti:

• Calorimetro
• Termometro per calorimetro

Materiali:

• Tre pipette tarate da 50 mL
• Bilancia tecnica sensibilità: 0,01g
  

 

1° PARTE: CALORE DI SOLUBILIZZAZIONE

1. Pesare in un becher, con l’aiuto della bilancia tecnica, 50 g di acqua distillata e versarli all’interno del calorimetro. Con il termometro misurare la temperatura iniziale.

2. Pesare 2 g di NaOH (idrossido di sodio) e versarli nel calorimetro. Far avvenire la reazione con lo stantuffo posto al di sopra del coperchio e registrare la temperatura finale quando si stabilizza.

3. Ripetere il procedimento con 4 g di NH₄NO₃ (nitrato di ammonio).

NaOH_(s) + H₂O → Na⁺ + OH^– + H₂O

NH₄NO_3(s) + H₂O → NH₄⁺ + NO₃^– + H₂O

CALCOLI 1° REAZIONE DI SOLUBILIZZAZIONE: NaOH + H₂O

Q = m • c • (T₂ – T1) = 50 g • 4,18 J/(g•°C) • (25,7 – 20,6) °C = 1108,5 J

dove c è il calore specifico dell’acqua: c = 4,18 J/(g•°C)

mm_NaOH = 22,11 + 16,00 + 1,008 = 39,9 g/mol

nmoli_NaOH = m / mm = 2 g / 39,9 g/mol = 0,0501 mol

ΔH = Q / nmoli = 1,109 KJ / 0,0501 mol = 22,12 KJ/mol

L’entalpia però sarà negativa perché il calore scambiato è positivo, quindi:

ΔH = -22,12 KJ/mol

CALCOLI 2° REAZIONE DI SOLUBILIZZAZIONE: NH₄NO₃+ H₂O

Q = m • c • (T₂ – T1) = 50 g • 4,18 J/(g•°C) • (19,2 – 20,6) °C = -292,6 J

dove c è il calore specifico dell’acqua: c = 4,18 J/(g•°C)

mm_NH4NO3 = (14,01 • 2) + (1,008 • 4) + (16,00 • 3) = 80,01 g/mol

nmoli_NH4NO3 = m / mm = 4 g / 80,01 g/mol = 0,049 mol

ΔH = Q / nmoli = -0,293 KJ / 0,049 mol = -5,97 KJ/mol

L’entalpia però sarà positiva perché il calore scambiato è negativo, quindi:

ΔH = 5,97 KJ/mol

2° PARTE: CALORE DI NEUTRALIZZAZIONE

1. Prelevare 25 mL di (acido cloridrico) HCl 1M e trasferirli nel calorimetro. Con il termometro misurare la temperatura iniziale.

2. Prelevare 25 mL di NaOH (idrossido di sodio) 1M, inserirli nel calorimetro. Far avvenire la reazione e misurare la temperatura finale quando essa si stabilizza.

3. Ripetere il procedimento con 25 mL di HCl e 25 mL di NaHCO₃ (bicarbonato di sodio) 1M.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂ + H₂O

CALCOLI 1° REAZIONE DI NEUTRALIZZAZIONE: NaOH + HCl

Per le reazioni di neutralizzazione la quantità in massa di acqua è diversa dalla quantità per la solubilizzazione. Questo perché si utilizzano due sostanze in soluzione. Avendo noti la molarità, il volume e la densità dei reagenti, possiamo calcolare la massa totale di acqua della prima e della seconda reazione di neutralizzazione.

Dati:

25 mL di NaOH 1M con 25 mL di HCl 1M

Densità NaOH: 1,040 g/mL

Densità HCl: 1,016 g/mL

La massa totale di NaOH aggiunto corrisponde a:

m = d • V = 1,040 g/mL • 25 mL = 26 g

La massa di NaOH contenuta in 25 mL corrisponde a:

m = nmoli • mm = M • V • mm = 1M • 0,025 mL • 39,9 g/mol = 1 g

dove mm_NaOH = 22,99 + 16,00 + 1,008 = 39,9 g/mol

La massa di acqua contenuta in 25 mL di NaOH 1M è:

m = 26 g – 1 g = 25 g

La massa totale di HCl aggiunto corrisponde a:

m = d • V = 1,016 g/mL • 25 mL = 25,4 g

La massa di HCl contenuta in 25 mL corrisponde a:

m = n_moli • mm = M • V • mm = 1M • 0,025 mL • 36,5 g/mol = 0,91 g

dove mm_HCl = 1,008 + 35,45 = 36,5 g/mol

La massa di acqua contenuta in 25 mL di HCl 1M è:

m = 25,4 g – 0,91 g = 24,49 g

Dalla stechiometria di reazione si formano anche 0,025 moli di H₂O e quindi:

m = nmoli • mm = 0,025 moli • 18 g/mol = 0,45 g

Dunque la massa di acqua della prima reazione è:

m_tot = 25 g + 24,49 g + 0,45 g = 49,94 g

Calcoliamo prima il calore scambiato, poi il numero di moli di sostanza ed infine il valore dell’entalpia.

Q = m • c • (T₂ – T1) = 49,94 g • 4,18 J/(g•°C) • (19 – 21,9) °C = -605,4 J

dove c è il calore specifico dell’acqua: c = 4,18 J/(g•°C)

nmoli_NaOH = M • V = 1M • 0,025 L = 0,025 mol

ΔH = Q / nmoli = -0,605 KJ / 0,025 mol = 24,2 KJ/mol

L’entalpia però sarà positiva perché il calore scambiato è negativo, quindi:

ΔH = -24,2 KJ/mol

CALCOLI 2° REAZIONE DI NEUTRALIZZAZIONE: NaHCO₃ + HCl

Eseguiamo lo stesso procedimento anche per la seconda reazione di neutralizzazione (NaHCO₃ + HCl) avendo i seguenti dati.

Dati:

25 mL di NaHCO₃ 1M con 25 mL di HCl 1M

Densità NaHCO₃: 2,2 g/mL

Densità HCl: 1,016 g/mL

La massa totale di NaHCO₃ aggiunto corrisponde a:

m = d • V = 2,2 g/mL • 25 mL = 55 g

La massa di NaHCO₃ contenuta in 25 mL corrisponde a:

m = nmoli • mm = M • V • mm = 1M • 0,025 mL • 84,01 g/mol = 2,1 g

dove mm NaHCO₃ = 22,99 + 1,008 + 12,01 + (16,00 • 3) = 84,01 g/mol

La massa di acqua contenuta in 25 mL di NaHCO₃ 1M è:

m = 55 g – 2,1 g = 52,89 g

La massa totale di HCl aggiunto corrisponde a:

m = d • V = 1,016 g/mL • 25 mL = 25,4 g

La massa di HCl contenuta in 25 mL corrisponde a:

m = nmoli • mm = M • V • mm = 1M • 0,025 mL • 36,5 g/mol = 0,91 g

dove mm_HCl = 1,008 + 35,45 = 36,5 g/mol

La massa di acqua contenuta in 25 mL di HCl 1M è:

m = 25,4 g – 0,91 g = 24,49 g

Dalla stechiometria di reazione si formano anche 0,025 moli di H₂O e quindi:

m = nmoli • mm = 0,025 moli • 18 g/mol = 0,45 g

Dunque la massa di acqua della prima reazione è:

m_tot = 52,89 g + 24,49 g + 0,45 g = 77,84 g

Calcoliamo prima il calore scambiato, poi il numero di moli di sostanza ed infine il valore dell’entalpia.

T_iniziale: 26,1 °C

T_finale: 23,9 °C

Q = m • c • (T₂ – T1) = 77,84 g • 4,18 J/(g•°C) • (23,9 – 26,1) °C = 715,8 J= -0,716KJ

dove c = 4,18 J/(g•°C)

nmoli NaHCO₃ = M • V = 1M • 0,025 L = 0,025 mol

ΔH = Q / nmoli = 0,716 KJ / 0,025 mol = -28,64 KJ/mol

L’entalpia però sarà negativa perché il calore scambiato è positivo, quindi:

ΔH = 28,64 KJ/mol

OSSERVAZIONI

La dissoluzione in acqua dell’idrossido di sodio è un processo fortemente esotermico; ciò è molto pericoloso perché si possono formare degli schizzi. Per questo è buona norma aggiungere l’NaOH all’acqua (e non viceversa) immergendo il contenitore. Nella prima reazione di solubilizzazione il segno dell’entalpia è negativo, dunque la reazione è esotermica perché ha ceduto calore. La reazione seguente spiega quanto successo:

NaOH_(s) + H₂O_(aq) → Na⁺_(aq) + OH^–_(aq) + H₂O_(aq)

Se si scioglie in acqua NaNO₃ oppure NH₄NO₃ si ha un assorbimento di calore: tali reazioni sono perciò endotermiche. Il fatto che la dissoluzione di alcuni sali richieda calore viene sfruttato per la produzione degli impacchi freddi di pronto soccorso. A tale scopo, nell’involucro interno dell’impacco si utilizza acqua di colore blu, mentre nell’involucro esterno è contenuta una certa quantità di nitrato di ammonio solido (NH₄NO₃). Quando si vuole ottenere il freddo, si schiaccia il sacchetto interno rompendolo e l’acqua si mescola con il sale. Vengono impiegati circa 220 g di NH₄NO₃ e una pari quantità di acqua e la temperatura scende da + 20°C a – 7/8°C. Nella seconda reazione di solubilizzazione il segno dell’entalpia è positivo, dunque la reazione è endotermica, ovvero ha assorbito calore. Il sale NH₄NO₃ in acqua si dissocia in ione ammonio NH₄⁺ e ione nitrato NO₃^–. La reazione seguente spiega quanto successo:

NH₄NO_3(s) + H₂O_(aq) → NH₄⁺_(aq) + NO₃^–_(aq) + H₂O_(aq)

Una reazione del tipo NaOH + HCl è una reazione di neutralizzazione perché avviene tra un acido forte (in questo caso HCl) e una base forte (NaOH), i quali essendo entrambi forti, (ovvero si dissociano completamente), arrivano a neutralizzarsi (cioè l’uno contrasta l’altro) e si ha la formazione di un sale (in questo caso NaCl in forma dissociata) e di acqua. Nella prima reazione di neutralizzazione il segno dell’entalpia è positivo, dunque la reazione è endotermica, ovvero ha assorbito calore. La reazione seguente riassume quanto successo:

NaOH_(aq) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(aq)

Nella seconda reazione di neutralizzazione il segno dell’entalpia è negativo, dunque la reazione è esotermica, ovvero ha ceduto calore. Il bicarbonato di sodio (NaHCO₃) è un sale che, sciolto in acqua, genera una soluzione debolmente alcalina: è efficace per contrastare l’acidità di stomaco, perché neutralizza parte dell’acido cloridrico (HCl) contenuto nei succhi gastrici. Quando vengono a contatto, si trasformano in cloruro di sodio (sale da cucina) con la reazione NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂CO_3. L’acido carbonico, più debole, a sua volta si scinde in acqua e anidride carbonica, che essendo volatile si separa: H₂CO₃ → H₂O + CO₂↑.

CONCLUSIONI

In conclusione il calore scambiato nelle quattro soluzioni è pari rispettivamente a: 1108,5 J; -292,6 J; 605,4 J; -715,8 J. La variazione di entalpia nei quattro casi è invece pari rispettivamente a: -22,12 KJ/mol; 5,97 KJ/mol; -24,2 KJ/mol; 28,64 KJ/mol.