Riassunto / Abstract

L’esperienza proposta è utile a individuare   reazioni esotermiche o endotermiche: misurando la temperatura ed elaborando i dati gli studenti saranno in grado di calcolare la quantità di calore ceduto o assorbito dal sistema.

Tale esperienza, proposta in una classe IV è stata preceduta dallo studio dei concetti di entalpia ed entropia nonché dal concetto di scambio di calore in una reazione.

Scheda sintetica delle attività

L’attività si propone di misurare il calore utilizzato per preparare una soluzione e quello prodotto per fare avvenire una reazione, ovvero il calore di reazione.

Si può rilevare la produzione di calore che avviene in processi esotermici come la dissoluzione in acqua di acidi o basi forti concentrate, la corrosione dei metalli o la reazione tra acidi e basi, e l’assorbimento di calore che si verifica in processi endotermici come la dissoluzione di sali di ammonio.

Per misurazioni di maggiore precisione è conveniente determinare la capacità termica C del calorimetro (vedi NOTA).

 Si procede utilizzando il calorimetro nel determinare il calore di reazione nei vari casi indicati. Gli studenti divisi in piccoli gruppi di due persone, hanno preparato le diverse soluzioni, hanno rilevato le temperatura dei reagenti e quindi delle soluzioni ad intervalli di tempo regolari e hanno calcolato le variazioni di temperatura. 
Nel caso specifico gli studenti comprendono che  bisogna  fornire energia per separare le molecole (legami  idrogeno, forze di Van der Waals, etc…) o gli ioni (attrazione elettrostatiche), di contro si ha un rilascio di energia derivante dalle interazioni che si vengono a formare tra le molecole di solvente e quelle del soluto.
Il bilancio tra l’energia spesa per separare le molecole del solido e quella guadagnata dalle interazioni soluto-solvente ci da l’energia di solvatazione.

Risorse necessarie

• Sostegno con pinza;
• calorimetro o becher da 250 ml ( In alternativa all’uso del calorimetro, si potrebbe accennare ad un sistema di coibentazione del becker (es. cotone o altro materiale isolante posto intorno al recipiente  e fermato fa un foglio di alluminio);
• termometro 0-100°C;
• cilindri graduati da 50 e 100 ml;
• pipetta graduata da 10 ml;
• spatole;
• bilancia;
• acqua distillata;
• \(NaHCO_3, CH_3COOH, NaOH, NH_4NO_3, HCl, NaCl\). 

Prerequisiti necessari

• Possedere il concetto di energia;
• conoscere le unità di misura del SI;
• possedere il concetto di calore e temperatura;
• saper preparare una soluzione;
• conoscere la nomenclatura dei composti chimici.

Obiettivi di apprendimento

Competenze;

• utilizzare le grandezze termodinamiche per descrivere le variazioni di energia.

Obiettivi acquisibili:

• riconoscere una reazione esotermica e una endotermica;
• saper calcolare la capacità termica;
• saper calcolare il calore scambiato.

Dotazioni di sicurezza

Occhiali, camice, guanti.

Svolgimento

Introduzione

L’attività si inserisce quale  verifica del modulo chiamato:” i sintomi di una reazione chimica”. Quando si prepara una soluzione (reazione chimica) bisogna immaginare che le molecole di solvente (per esempio di acqua) circondano le molecole di solido separandole l’una dalle altre. Nel caso di un sale ovviamente vale lo stesso discorso utilizzando gli ioni. oltre alle interazioni ione-solvente intervengono anche interazioni ione-ione.  Non è sempre possibile individuare una reazione chimica, perchè non sempre sono percepibili le differenze tra i reagenti ed i prodotti. Esistono tuttavia alcuni segnali che indicano con assoluta certezza che è avvenuta una reazione. A questo punto si richiede agli studenti di parlare di cosa succede in una reazione e di ricordare quali sono i segnali richiesti, ovvero, sviluppo e assorbimento di calore (come nel caso di questa attività), ma anche cambiamento di colore, sviluppo di gas e formazione di un precipitato. 
 nel caso specifico gli studenti realizzano che  bisogna  fornire energia per separare le molecole (legami idrogeno, forze di Van der Waals, etc…) o gli ioni (attrazione elettrostatiche), di contro si ha un rilascio di energia a causa delle interazioni che si vengono a formare tra le molecole di solvente e quelle del soluto.

FASE 1: Calore di solvatazione derivante dalla dissoluzione in acqua distillata dell’idrossido di sodio, di nitrato di ammonio e di bicarbonato di sodio

1. Inserire in un becher il termometro, fissato al sostegno in modo che il bulbo sia a 2-3 cm dal fondo;
2. versare nel becher 100 ml di \(H_2O\)
3. distillata misurati con il cilindro graduato;annotare la temperatura iniziale nella tabella;aggiungere 4 g di \(NaOH\) , agitare lentamente fino a completa dissoluzione;
4. leggere ed annotare ad intervalli abbastanza regolari la temperatura, sulla tabella appositamente realizzata (tabella 1).

6. Ripetere tre volte il medesimo procedimento,  utilizzando ogni volta  una delle seguenti sostanze:

• 8 g  di  \(NH_4NO_3\);
• 6 g  di \(NaCl\);
• 8.5 g  di \(NaHCO_3\).

Osservare e registrare in una tabella le temperature rilevate come illustrato in tabella 1 (vedere allegato).

Domande per gli studenti

• Il calorimetro è simile ad un comune thermos; usandolo in sostituzione del becher, i risultati sarebbero più attendibili? Motiva la risposta
• Citare qualche uso comune del calore prodotto o assorbito da una reazione chimica

FASE 2:  Calore di reazione per alcune reazioni

Si considerano le seguenti reazioni:

\(HCl\ +\ NaOH \longrightarrow NaCl\ +\ H_2O\);

\(CH_3COOH\ +\ NaOH \longrightarrow CH_3COONa\ +\ H_2O\);

\(NaHCO_3\ +\ HCl \longrightarrow NaCl\ +\ CO_2\ +\ H_2O\).

Procedere nel modo seguente:

1. preparare le soluzioni;
2. inserire in un becher il termometro, fissato al sostegno in modo che il bulbo sia a 2-3 cm dal fondo;
3. versare nel becher 100 ml di H2O distillata misurati con il cilindro graduato; annotare la temperatura iniziale nella tabella;
4. mettere a reagire nel becher i reagenti della prima reazione  e misurare \(t_1,\ t_2\ e\ t_3\) ad intervalli di tempo regolari;
5. ripetere i punti 1-4 con i reagenti della seconda e poi con quelli della terza reazione.

Osservare e registrare in una tabella le temperature rilevate (tabella 2)

Discussione

Gli studenti sollecitati ad un dibattito critico sui dati ottenuti, hanno risposto alle seguenti, semplici domande: 

Confrontare le fasi 1 e 2 dell’esperienza e rispondere alle domande: 

• Quali reazioni   sono  esotermiche?
• Quali reazioni   sono  endotermiche?
• La quantità di calore prodotto o assorbito è la stessa per tutte le reazioni? Motiva la risposta

Osservazioni pratiche:

Le quantità utilizzate, sono in relazione con la natura dei reagenti, e rendono i comportamenti confrontabili; senza una bilancia adeguata, possono essere modificate e con esse varia l’intensità dei fenomeni, se non si dispone di reagenti da laboratorio si possono utilizzare cercando di rispettare le proporzioni:

1. L’ \(HCl\) per le pulizie domestiche, la cui concentrazione è 1:3 dell’acido da laboratorio.
2. L’aceto di vino al posto della soluzione di \(CH_3COOH\) , considerando che in 50 ml sono contenuti circa 3 ml di acido acetico.

Note e storia

Capacità termica del calorimetro

Per misurazioni di maggiore precisione è conveniente determinare la capacità termica C del calorimetro, ossia la quantità di calore che esso assorbe quando la sua temperatura aumenta di 1 K. I passi da compiere sono i seguenti:

1. versare una massa nota \(m_1\) di acqua nel calorimetro;misurare con un termometro di precisione la temperatura dell’acqua;
2. scaldare una massa \(m_2\), nota, di acqua sino a una temperatura \(t_2\) di circa 60°C;
3. versare l’acqua scaldata nel calorimetro;agitare e prendere nota della temperatura di equilibrio \(t\) che il sistema raggiunge.

Essendo \(C_{H_2O} =4,186\ KJ/ (kg \cdot K)\) il calore specifico dell’acqua, il calore assorbito dell’acqua inizialmente più fredda contenuta nel calorimetro e dal calorimetro stesso è: 

\[Q_1 =(C_{H_2O} \cdot m_1 + C)\times ( t- t_1)\]

quello ceduto dall’acqua più calda è invece:

\[Q_2 =(C_{H_2O}\cdot m_2)\times (t_2-t)\]
Per il principio di conservazione dell’energia, poiché il calorimetro e l’acqua in esso racchiusa costituiscono un sistema isolato, il calore ceduto da una parte del sistema deve essere uguale a quello assorbito dal resto del sistema. Perciò si ha:

\[Q_1 = Q_2 \longrightarrow (C_{H_2O} \cdot m_1 + C)\times ( t- t_1) =(C_{H_2O}\cdot m_2)\times (t_2-t)\]

da cui: \(C\ =\  C_{H_2O}\cdot \large{ \frac{m_1\times (t_1 – t) + m_2\times (t_2 – t)}{t-t_1}}\).

Autori

Gallo Alessandra

Schede / Allegati

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Prove di verifica

• VERIFICA

Relazioni

• FORMAT TABELLE

Specifiche esperimento Materia Chimica Classi a cui è rivolto 2° biennio Tipologia di laboratorio Povero Reperibilità del materiale Uso quotidiano, negozi specializzati, siti web Materiale specifico Vetreria da laboratorio, bicarbonato di sodio, acido acetico, idrossido di sodio, nitrato di ammonio, acido cloridrico, cloruro di sodio, acqua distillata Durata esperimento in classe 4 h Capacità di bricolage/assemblaggio No Necessità lavorazioni meccaniche/elettroniche No Necessità PC per acqusizione/analisi dati No Necessità di uno smartphone No Parole chiave Chimica Termodinamica Entalpia di reazione Calore di solvatazione