Why is polystyrene used to construct a calorimeter?

Polystyrene is an excellent insulator that minimizes heat exchange between the calorimeter's interior and external environment. This property ensures that the heat measured during reactions comes primarily from the chemical reaction itself rather than from heat loss to surroundings, making temperature measurements more accurate and reliable for calculating enthalpy changes.

What is the purpose of calibrating a calorimeter before measuring reaction heat?

Calorimeter calibration determines how much heat the calorimeter itself absorbs during temperature changes. By adding hot water to cold water and measuring the temperature change, you calculate the calorimeter's heat capacity. This value is then used to account for heat absorbed by the calorimeter during chemical reactions, ensuring accurate enthalpy measurements.

How does polishing magnesium ribbon affect the reaction with hydrochloric acid?

Polishing removes the outer layer of magnesium oxide that forms when magnesium metal is exposed to air. This reveals fresh, reactive magnesium metal underneath, ensuring the reaction proceeds efficiently and completely. Without polishing, the oxide layer would slow or inhibit contact between the magnesium and hydrochloric acid.

Why is stirring important during calorimetry experiments?

Stirring ensures uniform mixing of reactants and products throughout the solution, allowing the temperature probe to accurately measure the true temperature of the entire mixture. Vigorous stirring also helps dissolve reactants completely and distributes heat evenly, preventing localized hot or cold spots that would compromise temperature readings and enthalpy calculations.

What assumptions allow enthalpy change to equal internal energy change in these experiments?

The experiments assume constant pressure, negligible volume change as the solution heats, and no energy transfer between the solution and surroundings. Under these conditions, the enthalpy change equals the heat released or absorbed, which approximately equals the change in internal energy. These assumptions simplify calculations and make the measured temperature changes directly proportional to reaction enthalpy.

How do you calculate the enthalpy of formation of magnesium oxide from two separate reactions?

You measure the enthalpy of the magnesium-hydrochloric acid reaction and the magnesium oxide-hydrochloric acid reaction separately. Then you reverse the second reaction and combine it with the first reaction and the known enthalpy of formation of water using Hess's Law. This combination yields the enthalpy of formation of magnesium oxide, which you compare to literature values to determine percent error.

Why must magnesium oxide and hydrochloric acid reaction data be collected after the magnesium metal reaction?

The second reaction is performed after the first to allow time for data processing and to ensure the calorimeter is thoroughly cleaned and dried between experiments. Additionally, the experimental design uses both reactions together with Hess's Law to calculate the enthalpy of formation of magnesium oxide, requiring both datasets to be complete before final calculations can be performed.

Entalpia di reazione

Concepts Instructor Prep Student Protocol

0 views03:37 min

La termodinamica è lo studio del calore e della sua relazione con l'energia e il lavoro. Una delle proprietà termodinamiche più importanti è l'entalpia, che indica l'energia termica trasferita da un processo a pressione costante. L'entalpia è usata per descrivere le reazioni chimiche, in cui la variazione di entalpia, ΔH, ci dice quanto calore viene assorbito o rilasciato durante una reazione chimica.

L'entalpia è una funzione di stato, il che significa che la modifica è indipendente dal percorso e tiene conto solo dello stato iniziale e finale. Pertanto, il ΔH di una reazione viene calcolato sottraendo la somma delle entalpie dei reagenti dalla somma delle entalpie dei prodotti.

Se ΔH è positivo, la reazione è endotermica e assorbe calore dall'ambiente circostante. Se ΔH è negativo, la reazione è esotermica e rilascia calore nell'ambiente circostante.

Possiamo misurare la variazione di entalpia di una reazione utilizzando un sistema isolato come un calorimetro. Un calorimetro semplificato, come quello che abbiamo qui, è costituito da una cella campione isolata con un agitatore e un termometro. Man mano che la reazione procede all'interno della cella isolata, la temperatura cambia e siamo in grado di misurare il ΔT.

Possiamo presumere che nessuna energia venga trasferita dentro o fuori dalla cella del campione perché è isolata. Quindi, possiamo quindi presumere che la variazione di temperatura sia dovuta alla variazione di calore nella reazione.

Quindi, come usiamo ΔT per calcolare ΔH? A pressione costante, ΔH è uguale al flusso di calore, Q. Q è uguale alla massa della sostanza moltiplicata per la sua capacità termica specifica e la variazione di temperatura. La capacità termica specifica, c_s, è una misura della quantità di calore necessaria per aumentare di 1 °C la temperatura di 1 g di un materiale.

Un materiale con una capacità termica specifica più elevata richiede più energia per aumentare la sua temperatura e viceversa. I valori specifici di capacità termica per le sostanze comuni sono riportati in letteratura. Pertanto, possiamo utilizzare la capacità termica specifica, insieme alla massa della sostanza e alla variazione di temperatura, per calcolare ΔH per la reazione.

Nel tuo esperimento, misureremo la variazione di entalpia per la formazione di ossido di magnesio da magnesio e ossigeno. L'uso del nostro semplice calorimetro ci richiede di misurare il calore di reazione indirettamente con una serie di fasi di reazione separate. Quindi, eseguiremo ogni reazione separatamente e misureremo ΔT e, per estensione, ΔH per ogni reazione. Quindi, secondo la legge di Hess, l'entalpia della reazione complessiva è uguale alla somma di ciascuna delle entalpie di reazione per ogni fase di reazione.

In questo laboratorio, costruirai un semplice calorimetro utilizzando tazze di polistirene e quindi determinerai sperimentalmente l'entalpia di formazione dell'ossido di magnesio.

Print Procedure Steps

$$\rightleftharpoonup{xx}$$ $$\longleftharp{xx}$$, $$\longrightharp{xx}$$,

Fonte: Smaa Koraym presso la Johns Hopkins University, MD, USA

Raccolta dati per il calcolo della capacità termica di un calorimetro

Questo esperimento utilizzerà un calorimetro a pressione costante composto da due tazze di polistirene impilate, un coperchio di cartone e una sonda che misura la temperatura di una soluzione in tempo reale. Il polistirene è un buon isolante, quindi si può presumere che non venga scambiato calore tra l'interno e l'esterno delle tazze. Il calorimetro stesso assorbirà un po' di calore, di cui terrai conto calcolando la sua capacità termica.

Nella prima parte di questo esperimento, aggiungerai acqua calda all'acqua fredda nel calorimetro e misurerai l'aumento della temperatura. Dopo l'esperimento, calcolerai quanto calore l'acqua calda ha perso al calorimetro, piuttosto che all'acqua fredda.

Indossa un camice da laboratorio, occhiali di sicurezza o occhiali protettivi resistenti agli schizzi e guanti usa e getta. Assicurati che la tua cappa sia pulita e pronta per l'uso e che la tua vetreria sia pulita e non danneggiata.
Per iniziare il laboratorio, impila due tazze di polistirene per formare il recipiente calorimetrico isolato. Posizionare un'ancoretta magnetica nel calorimetro.

Misura la massa combinata delle tazze vuote e della barra di agitazione su una bilancia a caricamento dall'alto azzerata. Registralo nel tuo quaderno di laboratorio come massa calorimetrica vuota e torna alla tua cappa aspirante.

Tabella 1: Calibrazione del calorimetro

_{Calorimetro a vuoto}di massa (g)
_{Calorimetro di massa + acqua fredda} (g)
_{Massa di acqua fredda} (g)
T_{freddo iniziale} (ºC)
T_{caldo iniziale}(ºC)
_{Calorimetro di massa + miscela di acqua fredda e calda}(g)
_{Massa acqua calda} (g)
T_finale(ºC)
ΔT_caldo (K)
ΔT_freddo (K)
Capacità termica specifica dell'acqua (J/g·K)	4.184
Capacità termica del calorimetro (J/K)

Clicca qui per scaricare la Tabella 1

Misura 50 ml di acqua fredda del rubinetto e versala nel calorimetro. Misura la massa combinata, registrala nel tuo quaderno di laboratorio e riporta il calorimetro alla tua postazione di lavoro.
Calcola la massa dell'acqua fredda, o m_fredda, sottraendo la massa del calorimetro vuoto dalla massa del calorimetro con acqua fredda al suo interno.
Misura 50 ml di acqua deionizzata e versala in un becher da 150 ml. Posiziona il bicchiere su una piastra calda sotto una pinza per termometro e fissa un termometro digitale nell'acqua.
Posiziona il calorimetro al centro di una piccola piastra di agitazione sotto un altro morsetto per termometro e coprilo con un coperchio di cartone che ha un foro al centro.
Accendi il tuo dispositivo di registrazione dati e configuralo per registrare la temperatura nel tempo. Impostare la velocità di registrazione dei dati su due letture al secondo e la durata della registrazione su 600 s.
Inserisci la sonda di temperatura attraverso il foro nel coperchio del calorimetro e bloccala in posizione. La sonda deve essere sempre fissata abbastanza in alto da poter sollevare il coperchio.
Avvia il motore di agitazione e aumenta la velocità di rotazione fino a quando la barra di agitazione non si agita costantemente nel calorimetro.
Una volta che la temperatura mostrata sul dispositivo di acquisizione dati si stabilizza entro più o meno 0,1 °C, registratela nel vostro quaderno di laboratorio come_{T cold-initial}.
Allora, accendi la piastra e monitora la temperatura dell'acqua con il termometro digitale. Mentre aspetti, porta dei tovaglioli di carta nella tua cappa aspirante.
Una volta che l'acqua raggiunge i 60 °C, spegni la piastra calda. Rimuovere la sonda di temperatura dall'acqua fredda, pulirla e tenerla o bloccarla nell'acqua calda. Assicurarsi che la sonda non tocchi la parte inferiore del becher mentre la lettura della temperatura si stabilizza.
Registra la temperatura nel tuo quaderno di laboratorio come T_hot-initial. Quindi, rimuovere la sonda dall'acqua calda, pulirla e rimetterla nel calorimetro.
Una volta che la lettura della temperatura si è stabilizzata, inizia la raccolta dei dati e attendi che il dispositivo registri alcuni secondi di dati.
Quindi, versa con cura l'acqua calda nel calorimetro. Monitorare la lettura della temperatura man mano che l'acqua calda e fredda si mescolano.
Una volta che la temperatura raggiunge un massimo, il che significa che la temperatura non sta più aumentando, continua a raccogliere dati per 5 - 6 minuti per assicurarti di registrare una temperatura di equilibrio.
Allora, interrompi la raccolta dei dati e chiama i dati 'calibrazione'. Rimuovere la sonda e il coperchio dal calorimetro e metterli da parte.
Misura la massa del calorimetro riempito d'acqua sulla bilancia a caricamento dall'alto.
Registra la massa nel tuo quaderno di laboratorio e riporta il calorimetro nella cappa aspirante.
Calcola la massa dell'acqua calda, o m_calda, sottraendo la massa del calorimetro contenente acqua fredda dalla massa del calorimetro contenente acqua calda e fredda mista.
Rimuovi l'agitatore magnetico dal calorimetro e versa l'acqua nel lavandino.
Asciuga accuratamente il calorimetro e la barra di agitazione e rimetti la barra di agitazione al calorimetro prima di procedere.

Mg_(s)+ 2 HCl_(aq) → MgCl_2(aq)+ H₂_(g)

Questa è la prima reazione che eseguirai nel calorimetro. Qui, il magnesio metallico viene ossidato a magnesio 2+ e l'H+ viene ridotto a idrogeno gassoso. Continuerai a lavorare in una cappa aspirante a causa dei rischi associati ai reagenti e ai prodotti di questa reazione. Il nastro metallico in magnesio è reattivo all'acqua e infiammabile. L'acido cloridrico è corrosivo e tossico e anche l'idrogeno gassoso è infiammabile.

Crea una nuova raccolta dati con le stesse impostazioni di prima.
Etichetta un becher da 600 ml per rifiuti acquosi di magnesio, che devono essere smaltiti separatamente alla fine del laboratorio.
Ottieni il nastro di magnesio, che viene fornito in strisce pretagliate da 0,45 a 0,55 g. Metti un pezzo di nastro in una barca per pesare e riportalo nel cappuccio.
Allora, usa un tovagliolo di carta e carta smeriglio per lucidare il nastro di magnesio, rivelando materiale lucido e argenteo. La lucidatura rimuove lo strato esterno di ossido di magnesio che si forma quando il magnesio metallico è esposto all'aria.
Taglia il nastro di magnesio lucido in pezzi lunghi da 0,5 a 1 cm nella barca di pesatura.

Usa una bilancia analitica e una seconda barca di pesatura tarata per misurare la massa precisa del tuo magnesio. Registra la massa nel tuo quaderno di laboratorio. Quindi, scartare la navicella di pesatura extra e riportare i pezzi di magnesio nella cappa aspirante.

Tabella 2: Prima reazione Mg + 2 HCl

Massa_Mg (g)
Volume_HCL _aggiunto (mL)
T_iniziale (°C)
T_finale (°C)
ΔT_{Mg + HCl} (K)
Densità_HCl (g/mL)	1.039
Massa_HCl (g)
Soluzione dimassa (g)
Capacità termica specifica di 2 M HCl (J/g·K)	3.98
ΔU_{Mg + 2H}+≈ ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ)
Reagente limitante (mol)
Resa teorica (mol)
ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ/mol)

Clicca qui per scaricare la Tabella 2

Ora, porta un becher da 150 ml e un vetro d'orologio alla cappa aspirante per l'erogazione di HCl, e versa con cura circa 110 mL di HCl 2.0 M nel becher. Copri il bicchiere e trasportalo di nuovo nel cappuccio.
Usa un cilindro graduato da 50 ml per aggiungere 100 ml di HCl 2 M al calorimetro a secco. Registrare il volume totale di HCl aggiunto e neutralizzare eventuali gocce di acido versate.
Allora, metti il calorimetro sulla piastra di agitazione, copri il calorimetro e blocca la sonda di temperatura in posizione.
Imposta il motore di agitazione a una velocità medio-alta e inizia a registrare i dati di temperatura. Attendere la raccolta di 30 s di dati in modo da ottenere una temperatura iniziale accurata.
Allora, solleva il coperchio di cartone e aggiungi i pezzi di magnesio al calorimetro tutto in una volta.
Regola la velocità di mescolamento in modo che i pezzi si mescolino rapidamente. nota: È importante mescolare bene il composto per sciogliere quanto più magnesio possibile nell'acido.
Ora, chiudi il calorimetro e monitora la lettura dei dati man mano che la temperatura aumenta. Una volta che la temperatura raggiunge il massimo, consentire che la raccolta dei dati continui per altri cinque minuti. Quindi, interrompere la raccolta dei dati e spegnere il motore di agitazione.
Per evitare contaminazioni incrociate nel tuo prossimo esperimento, sciacqua accuratamente la sonda di temperatura con acqua deionizzata e raccogli il risciacquo nel becher dei rifiuti.
Allora, rimuovi il calorimetro dalla piastra di agitazione e recupera la barra di agitazione con una pinza. Pulire la barra di agitazione e la pinza allo stesso modo.
Versa il contenuto del calorimetro nei rifiuti e lava accuratamente il calorimetro con acqua deionizzata. Asciugare il calorimetro con carta assorbente.
Cambia l'ordine di impilamento delle tazze di polistirene per fornire una superficie interna pulita per la prossima reazione. Asciugare la pinza, la barra di agitazione e la sonda di temperatura e riportare la barra di agitazione sul calorimetro.

MgO_(s)+ 2 HCl_(aq) → MgCl_2(aq)+ H₂O_(l)

Ecco la seconda reazione che eseguirai nel calorimetro. Si tratta di una reazione acido-base in cui l'ossido di magnesio neutralizza l'HCl. Come prima, il cloruro di magnesio rimarrà in soluzione sotto forma di ioni solvatati. L'ossido di magnesio è un irritante respiratorio, quindi fai attenzione quando lo misuri

Crea una nuova raccolta dati con le stesse impostazioni di prima per continuare con il laboratorio.

Misura circa 1 g di ossido di magnesio su una bilancia analitica e registra la massa precisa nel tuo quaderno di laboratorio.

Tabella 3: Seconda reazione MgO + HCl

_{Massa di MgO} (g)
Volume_{HCL aggiunto} (mL)
T_iniziale(ºC)
T_finale (ºC)
ΔT_{MgO + HCl}(K)
Densità_HCl (g/mL)	1.039
Massa_HCl (g)
_Soluzione di massa (g)
Capacità termica specifica di 2 M HCl (J/g·K)	3.98
ΔU_{MgO + 2H}+ ≈ ΔH_{MgO + 2H}+(kJ)
Reagente limitante (mol)
Resa teorica (mol)
ΔH_{MgO + 2H}+ (kJ/mol)

Clicca qui per scaricare la Tabella 3

Usa il tuo becher da 150 ml per trasportare circa 110 ml di HCl da 2 M alla tua cappa aspirante. Versare 100 ml di HCl nel calorimetro e registrare il volume di HCl nel quaderno di laboratorio.
Imposta il calorimetro sulla piastra di agitazione nello stesso modo dell'ultimo esperimento. Inizia a mescolare ad alta velocità e inizia a raccogliere i dati sulla temperatura. Attendere 30 s per stabilire una lettura iniziale accurata della temperatura.
Allora, solleva il coperchio del calorimetro e versa l'ossido di magnesio nel calorimetro tutto in una volta. Assicurarsi che il composto stia mescolando energicamente prima di rimettere il coperchio. Monitorare la lettura della temperatura man mano che aumenta.
Una volta che la temperatura raggiunge un massimo, raccogli altri 5 minuti di dati. Quindi, interrompere la raccolta dei dati e spegnere il motore di agitazione.
Salva i tuoi dati e trasferisci il file su un computer o un'unità flash, così puoi elaborarlo in seguito.
Ora, pulisci e asciuga la sonda, la barra di agitazione e le pinze nello stesso modo di prima. Versare la miscela di reazione nel bicchiere di scarto e sciacquare l'interno del calorimetro prima di smaltire le tazze.
Neutralizza i rifiuti acidi di magnesio con bicarbonato di sodio, conferma che il pH è accettabile con la carta pH e versalo in un contenitore designato per i rifiuti acquosi di magnesio.
Sciacquare accuratamente il bicchiere con acqua deionizzata e versare il risciacquo nei rifiuti. Al termine, chiudere il contenitore dei rifiuti.
Allora, riponi la tua attrezzatura di laboratorio e lava la tua vetreria secondo le procedure standard del tuo laboratorio.
Neutralizza qualsiasi rifiuto acido acquoso non contenente magnesio con bicarbonato di sodio prima di gettarlo nello scarico.
Scarta le barchette di pesatura, la carta smeriglio e le tazze in modo appropriato per il tuo laboratorio, pulisci i materiali versati nella tua cappa aspirante e butta via i tovaglioli di carta usati e altri rifiuti.

Risultati
- Per prima cosa, traccia i tuoi tre set di dati con la temperatura sull'asse y e il tempo sull'asse x.
- Trova le variazioni di temperatura di cui hai bisogno per i tuoi calcoli, a partire dai tuoi dati di calibrazione. Hai misurato direttamente le temperature calde e fredde iniziali, quindi devi solo trovare T_finale, che è la temperatura stabile di picco dopo che l'acqua si è mescolata. Compila i valori iniziale e finale e risolvi per ΔT_caldo e ΔT_freddo.
- Successivamente, guarda i dati delle tue reazioni. Come per i dati di calibrazione, Tfinal per ogni reazione è la temperatura di picco. T_iniziale è la temperatura stabile prima dell'inizio di ogni reazione. Compila questi valori e risolvi per ottenere ΔT per ogni reazione. Poiché ΔT è una differenza di temperatura e i gradi Celsius e Kelvin hanno lo stesso intervallo, puoi semplicemente cambiare le unità in Kelvin.
- Ora, calcola la capacità termica del tuo calorimetro e le variazioni di energia interna delle reazioni. Per questi calcoli, supponiamo che la pressione sia costante, che il volume della soluzione cambi a malapena mentre si riscalda e che non ci sia stato alcun trasferimento di energia tra la soluzione e l'ambiente circostante. In base a queste ipotesi, la variazione di entalpia è uguale al calore, che a sua volta è approssimativamente uguale alla variazione dell'energia interna.
- Innanzitutto, calcola la capacità termica del tuo calorimetro. Inizia riempiendo le masse delle porzioni calde e fredde di acqua della prima parte del laboratorio. Inserire i valori ΔT_caldo e ΔT_freddo calcolati dai dati di calibrazione. Usa la capacità termica specifica dell'acqua a pressione ambiente e risolvi la capacità termica del tuo calorimetro.
- Successivamente, calcola l'energia interna della prima reazione. Determina la massa della tua soluzione sommando le masse dei tuoi reagenti. ΔT proviene dal tuo grafico. Conosci la capacità termica del tuo calorimetro e la capacità termica specifica di 2 M HCl è di circa 3,98 J/K⋅g. Compila questi valori e risolvi per trovare l'energia interna, e quindi l'entalpia approssimativa di questa reazione. Utilizzare lo stesso processo per stimare l'entalpia della seconda reazione.
- Per ogni reazione, identifica il reagente limitante e calcola la resa teorica in moli. Sulla base di ciò, scala le entalpie per una resa di 1 mole.
- Ora, calcola l'entalpia di formazione dell'ossido di magnesio usando questi valori e l'entalpia nota di formazione di H₂O. Nota che la tua seconda reazione deve essere invertita affinché queste tre reazioni si sommino alla formazione di ossido di magnesio, quindi utilizzerai l'entropia negativa della reazione diretta.
  Tabella 4: Calcolo dell'entalpia di formazione di MgO
  
  ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ/mol)
  -ΔH_{MgO + 2H}+ (kJ/mol)
  ΔH_fH₂O (kJ/mol)
  ΔH_MgO (valore calcolato; kJ/mol)
  ΔH_MgO (valore della letteratura; kJ/mol)
  Errore percentuale
  Clicca qui per scaricare la Tabella 4
- Infine, calcola l'errore percentuale tra il tuo valore calcolato e la nota formazione di entalpia dell'ossido di magnesio.

Browse More Videos

Enthalpy of Reaction

Constant Pressure Calorimeter

Heat Capacity Calculation

Temperature Change Measurement

Magnesium Hydrochloric Acid Reaction

Magnesium Oxide Hydrochloric Acid Reaction

Calorimeter Calibration Procedure

Internal Energy Calculation

Enthalpy of Formation

Percent Error Analysis

ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ/mol)
-ΔH_{MgO + 2H}+ (kJ/mol)
ΔH_fH₂O (kJ/mol)
ΔH_MgO (valore calcolato; kJ/mol)
ΔH_MgO (valore della letteratura; kJ/mol)
Errore percentuale

Entalpia di reazione

Tabella 1: Calibrazione del calorimetro

Tabella 2: Prima reazione Mg + 2 HCl

Tabella 3: Seconda reazione MgO + HCl

Tabella 4: Calcolo dell'entalpia di formazione di MgO

Browse More Videos

Enthalpy of Reaction

Lab Techniques

Scientific Measurement and Lab Skills

Stoichiometry, Product Yield, and Limiting Reactants

Redox Reactions

Ideal Gas Law

Acid and Base Concentrations

Buffers

Solubility

Metal Flame Emission

Balmer Series

Beer's Law

Concentration Dependence

Temperature Dependence

Galvanic Cells