Β ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ

Εξώθερμη αντίδραση

ΕΚΦΕ Β’ ΑΝΑΤΟΛΙΚΗΣ ΑΤΤΙΚΗΣΕπιμέλεια: Φρίντα Εγγλεζάκη (Χημικός ) - Θύμιος Παπαευσταθίου (Χημικός)Φωτογραφία: Δημήτρης Τριανταφύλλου

1

ΣΤΟΧΟΙ

Στο τέλος της εργαστηριακής άσκησης οι μαθητές θα πρέπει να μπορούν:

Να κατανοούν και εμπειρικά ότι σε μια εξώθερμη αντίδραση η θερμότητα που

παράγεται μεταφέρεται στο περιβάλλον (διάλυμα).

Να υπολογίζουν τη θερμότητα που εκλύεται ή απορροφάται σε μια εξώθερμη ή

ενδόθερμη αντίδραση αντίστοιχα, εφαρμόζοντας την εξίσωση της Θερμιδομετρίας,

μετρώντας τη θερμοκρασία του διαλύματος πριν και μετά την αντίδραση.

Να υπολογίζουν την ενθαλπία μιας αντίδρασης.

Να αναγνωρίζουν ότι απαιτείται ενέργεια για το σπάσιμο δεσμών, ενώ απελευθερώνεται

ενέργεια κατά το σχηματισμό τους.

Να αναγνωρίζουν ότι η αντίδραση εξουδετέρωσης μεταξύ ενός οξέος και μιας βάσης

είναι εξώθερμη και η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (ΔΗ0n) παίρνει πάντα

αρνητικές τιμές.

Να κατανοήσουν ότι η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (ΔΗ0n) μεταξύ ενός ισχυρού

οξέος και μιας ισχυρής βάσης είναι περίπου σταθερή και μεγαλύτερη από την πρότυπη

ενθαλπία εξουδετέρωσης (ΔΗ0n) μεταξύ ενός ισχυρού οξέος και μιας ασθενούς βάσης

ή ενός ασθενούς οξέος και ισχυρής βάσης.

Να κάνουν στοιχειομετρικούς υπολογισμούς λαμβάνοντας υπόψιν και την περίσσεια.

Να γράφουν θερμοχημικές εξισώσεις.

Να διατυπώνουν και να εφαρμόζουν το νόμο του Hess συνδυάζοντας κατάλληλα τις

αντιδράσεις.

2

ΘΕΩΡΗΤΙΚΕΣ ΕΠΙΣΗΜΑΝΣΕΙΣ

Το ενεργειακό περιεχόμενο ενός χημικού συστήματος ονομάζεται ενθαλπία (σύμβολο Η).

Οι χημικές αντιδράσεις συνήθως συνοδεύονται από ενεργειακές μεταβολές. Οι ενεργειακές μεταβολές μετρώνται σε σταθερές συνθήκες θερμοκρασίας (250C ή

298Κ) και πίεσης (101,3 kpa ή 1atm). Η μεταβολή της ενθαλπίας (ΔH) ισούται με το απορροφούμενο ή εκλυόμενο ποσό

θερμότητας (q) εφόσον η αντίδραση πραγματοποιείται υπό σταθερή πίεση και ορίζεται ανά mol της ουσίας, με βάση τη στοιχειομετρία της αντίδρασης, με μονάδες σε kJ/mol ή kcal/mol.

1calorie (1cal) = 4,18 Joules (4,18J). Όταν τα προϊόντα έχουν μικρότερο ενεργειακό περιεχόμενο από τα αντιδρώντα, τότε

ελευθερώνεται ενέργεια και η θερμοκρασία του μέσου που γίνεται η αντίδραση αυξάνεται. Τότε ΔH < 0 και η αντίδραση είναι εξώθερμη.

Όταν τα προϊόντα έχουν μεγαλύτερο ενεργειακό περιεχόμενο από τα αντιδρώντα, τότε απορροφάται ενέργεια και η θερμοκρασία του μέσου που γίνεται η αντίδραση μειώνεται. Τότε ΔH > 0 και η αντίδραση είναι. ενδόθερμη.

Ενέργεια απαιτείται για τη διάσπαση δεσμών, ενώ ενέργεια ελευθερώνεται κατά το σχηματισμό χημικών δεσμών. Η ενεργειακή αυτή διαφορά καθορίζει το ενδόθερμο ή το εξώθερμο μιας αντίδρασης.

Όταν μια ένωση διαλύεται στο νερό απαιτείται ενέργεια για να σπάσει ο κρύσταλλος, ενώ ελευθερώνεται ενέργεια κατά το σχηματισμό δεσμών μεταξύ ιόντων και μορίων νερού.

Ενθαλπία αντίδρασης ορίζεται η μεταβολή ενθαλπίας ΔΗ μεταξύ των αντιδρώντων και των προϊόντων (ΔΗ = Η προϊόντων – Η αντιδρώντων) για δεδομένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας.

Η ενθαλπία αντίδρασης ονομάζεται πρότυπη (ΔΗ0) όταν αντιδρώντα και προϊόντα βρίσκονται σε πρότυπη κατάσταση, δηλαδή στην πιο σταθερή μορφή τους, που είναι σε θερμοκρασία 25 οC και πίεση 1atm και για τα διαλύματα η συγκέντρωση c=1M.

Η μέτρηση της θερμότητας μιας αντίδρασης επιτυγχάνεται με το θερμιδόμετρο το οποίο ειναι όργανο υψηλής ακρίβειας.

Ο υπολογισμός της θερμότητας που ελευθερώνεται ή απορροφάται σε μια χημική αντίδραση γίνεται με βάση το βασικό νόμο της θερμιδομετρίας q=mcΔT

όπου m η μάζα της ουσίας σε γραμμάρια (g), c η ειδική θερμοχωρητικότητα της ουσίας σε J/g.grad ή cal/g.grad και ΔΤ η μεταβολή της θερμοκρασίας σε Κ ή οC.

Αν το θερμιδόμετρο έχει θερμοχωρητικότητα τότε η παραπάνω σχέση γίνεται q=(mc + C)ΔT όπου C η θερμοχωρητικότητα αυτού.

Η ειδική θερμοχωρητικότητα μιας ουσίας είναι η θερμότητα που απαιτείται για να αυξηθεί η θερμοκρασία 1g της ουσίας κατά 1 οC.

Ο νόμος του Ηess αποτελεί έναν από τους βασικούς νόμους της θερμοχημείας σύμφωνα με τον οποίο, η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης είναι η ίδια, είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα στάδιο, είτε σε περισσότερα στάδια.

Στην εργαστηριακή άσκηση που ακολουθεί θα μετρηθούν και θα συγκριθούν μεταξύ τους οι θερμότητες τεσσάρων εξώθερμων αντιδράσεων:

3

Διάλυσης

NaOH (s) → Na+(aq) + OH-(aq) + q ΔH1 = ΔΗsol = - (kJ/mol)

Εξουδετέρωσης ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση

ΝαΟΗ(s) + HCl(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) + H2O + q ΔH2 = ΔΗ2n = - (kJ/mol)

NaOH(aq ) + HCl(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) + H2O + q ΔH3 = ΔΗ3n = - (kJ/mol)

Εξουδετέρωσης ισχυρού οξέος με ασθενή βάση

NH3(aq)+HCl(aq) →NH4+(aq) + OH-(aq)+ H2O + q ΔH4 = ΔH4n = - (kJ/mol)

Σημειώσεις Η εργαστηριακή άσκηση μπορεί να γίνει σε θερμιδόμετρο αν υπάρχει, διαφορετικά μπορεί

να χρησιμοποιηθεί ένα απλό το οποίο μπoρεί να κατασκευαστεί ως εξής: Τοποθετούμε ένα ποτήρι από αφρώδες πλαστικό μέσα σε ένα ποτήρι ζέσεως για καλύτερη στήριξη. Το καλύπτουμε με καπάκι από χαρτόνι ή αφρώδες πλαστικό, στο οποίο ανοίγουμε μια τρύπα στο κέντρο του, όπου τοποθετούμε το θερμόμετρο και τη ράβδο ανάδευσης. Το θερμόμετρο και η γυάλινη ράβδος ανάδευσης πρέπει κάθε φορά να ξεπλένονται με

απιονισμένο νερό και να σκουπίζονται πριν την επόμενη χρήση. Η θερμοχωρητικότητα του πλαστικού ποτηριού και του θερμομέτρου θεωρούνται αμελητέες

καθώς και η θερμότητα που πιθανόν να απορροφηθεί από το ποτήρι ζέσεως. Οι αντιδράσεις γίνονται υπό μορφή διαλυμάτων και επομένως η πίεση παραμένει σχεδόν

σταθερή. Επειδή τα διαλύματα είναι αραιά, θεωρούμε ότι η πυκνότητές τους είναι ρ =1 g/mL. H ειδική θερμοχωρητικότητα των αραιών υδατικών διαλυμάτων είναι c = 1 cal

/g .grad όπου grad ισοδυναμεί με οC ή Κ. 1kcal = 4,18kJ. Τα ισχυρά οξέα όταν αντιδρούν με ισχυρές βάσεις διίστανται πλήρως σε ιόντα και η μόνη αντίδραση που γίνεται κατά την εξουδετέρωση είναι:

H+ (aq)+ OH -(aq) → H2O(l) όπου η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης θεωρείται περίπου σταθερή ΔΗ0n = -57,1kJ ενώ κατά την εξουδετέρωση ασθενούς βάσης με ισχυρό οξύ ή αντίστροφα μέρος της εκλυόμενης ενέργειας δαπανάται για τον ιοντισμό του ασθενούς ηλεκτρολύτη, άρα ΔΗ0n<-57,1 kJ.

ΟΡΓΑΝΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΤΗΡΙΑΠοτήρια από αφρώδες πλαστικό (4) Στερεό NaOHΠοτήρια ζέσεως (4) των 500mL Διάλυμα NaOH 0,5ΜΟγκομετρικοί κύλινδροι 100mLκαι 200mL Διάλυμα HCl 0.5MΘερμόμετρο με υποδιαιρέσεις 0,1 οC (0-100 οC) Διάλυμα αμμωνίας NH3 0.5MΖυγός ακρίβειας δύο δεκαδικών Απιονισμένο νερόΓυάλινη ράβδος ανάδευσηςΑπορροφητικό χαρτί

Υπολογισμός της Ενθαλπίας Διάλυσης του στερεού NaOH

NaOH (s) → Na+(aq) + OH-(aq) ΔH1 = ΔΗsol = - (kcal/mol) ή (-kJ/mol)

4

Φύλλο εργασίας 1 Ονοματεπώνυμο: ..............................................Τμήμα: ................. Ημερομηνία: ....................

Πειραματική διαδικασία Γεμίζουμε με 100 mL απιονισμένο νερό τον ογκομετρικό κύλινδρο και στη συνέχεια τα

μεταφέρουμε στο πλαστικό ποτήρι. Μετράμε τη θερμοκρασία (Τ1) του νερού με το θερμόμετρο και την καταγράφουμε στον

πίνακα 1. Ζυγίζουμε 2 γραμμάρια στερεό υδροξείδιο του νατρίου (NaOH) και τα ρίχνουμε στο

ποτήρι με το νερό, αναδεύοντας ήπια με τη γυάλινη ράβδο, μέχρι να διαλυθούν τελείως. Μετράμε τη μέγιστη θερμοκρασία (Τ2) του διαλύματος, όσο πιο γρήγορα γίνεται, και την

καταγράφουμε στον πίνακα 1. Τέλος συμπληρώνουμε τον πίνακα 1 παρακάτω και απαντάμε τις ερωτήσεις που

ακολουθούν.

ΠΙΝΑΚΑΣ 1Αρχική θερμοκρασία νερού Τ1 = ………… οC

Τελική θερμοκρασία (H2O+NaOH) Τ2 = ........…… οC

Μεταβολή θερμοκρασίας ΔΤ = Τ2 – Τ1 = ………… οC

Μάζα 100mL νερού m = ……….. g

Θερμότητα διάλυσης 2g ΝaOH q = mcΔΤ = ………….... kcal

moles ΝaOH (Mr = 40 ) n = m/Mr =

Ενθαλπία διάλυσης ΝaOH (kcal/mol ) ΔΗ1=ΔΗsol = q/n =…….kcal/mol

Ενθαλπία διάλυσης ΝaOH (kJ/mol ) ΔΗ1=ΔΗsol = q/n =…….kJ/mol

ΕρωτήσειςΑν διπλασιάσουμε τη μάζα του στερεού NaOH που διαλύουμε στο νερό: Πόση θα είναι η θερμότητα (q) που απελευθερώνεται; Ποιά θα είναι η τιμή της ενθαλπίας;

________________________________________________________________ΕΚΦΕ Β’ Ανατολικής Αττικής

5

Υπολογισμός της Ενθαλπίας Εξουδετέρωσης διαλύματος HCl με στερεό NaOHΝαΟΗ(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O + Na+(aq) + Cl-(aq)

ΔH2 = ΔΗ2n =(-kcal/mol) ή (-kJ/mol)


Πειραματική διαδικασία Γεμίζουμε με 100mL υδροχλωρικό οξύ (HCl 0.5M) τον ογκομετρικό κύλινδρο και στη

συνέχεια τα μεταφέρουμε στο πλαστικό ποτήρι. Μετράμε τη θερμοκρασία (T1) του διαλύματος με το θερμόμετρο και την καταγράφουμε

στον πίνακα 2. Ζυγίζουμε 2 γραμμάρια στερεό υδροξείδιο του νατρίου (NaOH) και τα ρίχνουμε στο

ποτήρι με το διάλυμα του υδροχλωρικού οξέος (HCl), αναδεύοντας ήπια με τη γυάλινη ράβδο, μέχρι να διαλυθούν τελείως.

Μετράμε τη μέγιστη θερμοκρασία (Τ2)του τελικού διαλύματος και την καταγράφουμε στον πίνακα 2.

Τέλος συμπληρώνουμε τον πίνακα 2 παρακάτω.

ΠΙΝΑΚΑΣ 2Αρχική θερμοκρασία διαλύματος HCl Τ1 = ………… οC

Τελική θερμοκρασία διαλύματος Τ2 = ………… οC

Μεταβολή θερμοκρασίας ΔΤ = Τ2 – Τ1 = ………… οC

Μάζα 100mL διαλύματος HCl m = ………….. g

Θερμότητα χημικής αντίδρασης q = mcΔΤ = ………….... kcal

moles ΝaOH (Mr = 40 ) n = m/Mr =

Ενθαλπία εξουδετέρωσης ΝaOH (kcal/mol) ΔΗ2 = ΔΗ2n = q/n =…..… kcal/mol

Ενθαλπία εξουδετέρωσης ΝaOH (kJ/mol) ΔΗ2 = ΔΗ2n = q/n =…..… kJ/mol


6

Υπολογισμός της Eνθαλπίας Eξουδετέρωσης διαλύματος HCl με διάλυμα NaOHNa+(aq)+OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O + Na+(aq) + Cl-(aq)

ΔH3 = ΔΗ3n = (-kcal/mol) ή (-kJ/mol)



συνέχεια τα μεταφέρουμε σε ένα ποτήρι. Βυθίζουμε το θερμόμετρο στο διάλυμα και περιμένουμε 1-2 λεπτά μέχρι να αποκτήσει τη

θερμοκρασία δωματίου (T1) την οποία καταγράφουμε στον πίνακα 3. Επαναλαμβάνουμε τη διαδικασία με το διάλυμα του καυστικού νατρίου (NaOH 0.5M)

περιμένοντας μερικά λεπτά μέχρι να αποκτήσει και αυτό τη θερμοκρασία δωματίου (T1). Στη συνέχεια ρίχνουμε το διάλυμα του NaOH στο ποτήρι με το HCl και αναδεύουμε το

διάλυμα ήπια με τη ράβδο ανάδευσης. Μετράμε τη μέγιστη θερμοκρασία (T2) του τελικού διαλύματος και την καταγράφουμε

στον πίνακα 3. Τέλος συμπληρώνουμε τον πίνακα 3 παρακάτω.

ΠΙΝΑΚΑΣ 3Θερμοκρασία HCl(aq)= Θερμοκρασία ΝaOH(aq) T1 = ………οC

Τελική θερμοκρασία διαλύματος T2 = ……… οC

Μεταβολή θερμοκρασίας ΔΤ = T2 – T1 = ...…… οC

Όγκος διαλύματος V = …….. mL

Ολική μάζα διαλύματος m = …….. g

Θερμότητα χημικής αντίδρασης q = mcΔΤ = …….... kcal

moles ΝaOH = moles HCl n =cV=...….moles (c=συγκέντρωση)

Ενθαλπία εξουδετέρωσης (kcal/mol) ΔΗ3=ΔΗ3n =q/n=……… kcal/mol

Ενθαλπία εξουδετέρωσης ( kJ/mol) ΔΗ3=ΔΗ3n=q/n=……… kJ/mol

Ερωτήσεις Ακολουθούν οι τιμές των μεταβολών ενθαλπίας το νόμο του Hess; Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας. Η χημική αντίδραση της εξουδετέρωσης είναι ενδόθερμη ή εξώθερμη;

Na γράψετε τη θεωρητική τιμή της πρότυπης ενθαλπίας εξουδετέρωσης και να την συγκρίνετε με την πειραματική.


7

Υπολογισμός της Eνθαλπίας Eξουδετέρωσης διαλύματος NH3 με διάλυμα HClNH4

+(aq) + ΟΗ - (aq) + H+(aq)+ Cl -(aq) → NH4+(aq) + Cl-(aq) + H2O

ΔH4 = ΔH4n = (-kcal/mol) ή (-kJ/mol)



συνέχεια τα μεταφέρουμε στο πλαστικό ποτήρι. Βυθίζουμε το θερμόμετρο στο διάλυμα και περιμένουμε 1-2 λεπτά μέχρι να αποκτήσει τη

θερμοκρασία δωματίου (T1) την οποία καταγράφουμε στον πίνακα 4. Γεμίζουμε με 100mL αμμωνία (NΗ3 0.5M) τον ογκομετρικό κύλινδρο και περιμένουμε

μερικά λεπτά μέχρι να αποκτήσει και αυτό τη θερμοκρασία δωματίου (T1). Στη συνέχεια ρίχνουμε το διάλυμα της NΗ3 στο ποτήρι που περιέχει το διάλυμα του HCl

και αναδεύουμε ήπια με τη ράβδο ανάδευσης. Μετράμε τη μέγιστη θερμοκρασία (Τ2) του τελικού διαλύματος και την καταγράφουμε

στον πίνακα 4. Τέλος συμπληρώνουμε τον πίνακα 4 παρακάτω.

ΠΙΝΑΚΑΣ 4Θερμοκρασία HCl(aq)= Θερμοκρασία NΗ3(aq) Τ1 = ………οC

Τελική θερμοκρασία διαλύματος Τ2 = ……… οC

Μεταβολή θερμοκρασίας ΔΤ = Τ2 – Τ1 = ...…… οC

Όγκος διαλύματος V = …….. mL

Ολική μάζα διαλύματος M = …….. g

Θερμότητα χημικής αντίδρασης Q = mcΔθ = …….... kcal

moles NΗ3 = moles HCl N =cV =…moles (c=συγκέντρωση)

Ενθαλπία εξουδετέρωσης (kcal/mol) ΔΗ4=ΔΗ4n =q/n=……… kcal/mol

Ενθαλπία εξουδετέρωσης (kJ/mol) ΔΗ4=ΔΗ4n =q/n =…………… kJ/mol

ΕρώτησηNa συγκρίνετε την τιμή της ενθαλπίας εξουδετέρωσης του διαλύματος της αμμωνίας με το διάλυμα του υδροχλωρικού οξέος (φύλλο εργασίας 4), με την ενθαλπία εξουδετέρωσης του διαλύματος του καυστικού νατρίου (φύλλο εργασίας 3) και να αιτιολογήσετε τη διαφορά.


8

ΒΙΒΛΙΟΓΡΑΦΙΑ

Χημεία Β΄Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης (Σ. Λιοδάκης ), (Ο.Ε.Δ.Β). Εργαστηριακός οδηγός Χημείας Β΄Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης

( Κ.Τσίπης, Α. Βάρβογλης, Κ. Γιούρη -Τσοχατζή, Δ. Δερπάνης, Π. Παλαμιτζόγλου, Γ.Παπαγεωργίου) (Ο.Ε.Δ.Β).

Εργαστηριακός Οδηγός Χημείας Β΄Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης (Σ. Λιοδάκης, Δ. Γάκης). Εργαστηριακές Ασκήσεις Χημείας Α΄και Β΄Λυκείου (Α.Σ. Μαυρόπουλος).

9

Β ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ

Documents

Transcript of Β ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ