Archiwa tagu: metodyka

Szkolny eksperyment ilościowy – otrzymywanie gazów

Share

Artykuł opublikowany w czasopiśmie „Chemia w szkole” w 2013 roku. Udostępniono za zgodą redakcji czasopisma.

Karol Dudek, Paweł Bernard „Szkolny eksperyment ilościowy – otrzymywanie gazów” Chemia w szkole 3/2013 s. 5-8

Paca laboratoryjna zajmuje szczególne miejsce w procesie dydaktycznym przedmiotów przyrodniczych. Eksperymenty wykonywane samodzielnie przez ucznia czy prezentowane przez nauczyciela sprawiają, że lekcje są bardziej interesujące [1], a nauczanie i samo uczenie się staje się procesem bardziej efektywnym. Wprowadzona w 2008 roku reforma polskiego systemu oświaty wraz z opracowanymi nowymi podstawami programowymi [2] kładzie duży nacisk na wykorzystanie pracy laboratoryjnej jako jednej z głównych metod nauczania. Zakres treści nauczania stwarza wiele możliwości pracy metodą projektu edukacyjnego (szczególnie o charakterze badawczym), metodą eksperymentu chemicznego lub innymi metodami aktywizującymi, co pozwoli uczniom na pozyskiwanie i przetwarzanie informacji na różne sposoby i z różnych źródeł. Samodzielna obserwacja ucznia jest podstawą do przeżywania, wnioskowania, analizowania i uogólniania zjawisk, stąd bardzo duża rola eksperymentu w realizacji powyższych treści [3].

Nowa podstawa programowa kieruje proces nauczania na stosunkowo nowy tor – samodzielnego dochodzenia ucznia do wiedzy [4], często nazywanego nauczaniem przez odkrywanie lub dociekanie naukowe [5] – IBSE (z j. ang. Inquiry Based Science Education).

Jedna z stosowanych obecnie definicji IBSE brzmi [6]: Dociekanie naukowe to intencjonalny proces polegający na diagnozowaniu problemów, dokonywaniu krytycznej analizy eksperymentów i znajdywaniu alternatywnych rozwiązań, planowaniu badań, sprawdzaniu hipotez, poszukiwaniu informacji, konstruowaniu modeli, dyskusji z kolegami oraz formułowaniu spójnych argumentów.

Alternatywnie można posłużyć się definicją [7]: Uczenie się poprzez odkrywanie: otwarte procesy uczenia się wymagają, by charakteryzować naukę jako aktywne odkrywanie w przeciwieństwie do uczenia się receptywnego. Nie oznacza to, że treść nauczania nie ma być przystępna i zrozumiała. Oznacza to, że sposób nabywania wiedzy lub kompetencji nie może być wyłącznie procesem otrzymywania informacji, lecz zawsze powinien polegać na odkrywaniu.

Zgodnie z założeniami nowej podstawy programowej staje się rzeczą konieczną wzbogacenie lekcji o metody pozwalające uczniowi samodzielnie dochodzić do wiedzy. Poniżej przedstawiono kilka przykładów doświadczeń, które zazwyczaj wykonywane są jedynie podczas omawiania charakterystyki substancji (pierwiastków i substancji gazowych), a tymczasem mogą z powodzeniem zostać wykorzystane jako przedmioty dociekania w zakresie zagadnień dotyczących praw gazowych omawianych w dziale „Obliczenia chemiczne” i do badania kinetyki reakcji chemicznych w dziale „Elementy chemii ogólnej” na IV. poziomie edukacyjnym, poziom rozszerzony.

Doświadczenia dotyczące gazów można wykonać na dwa sposoby, pierwszy ukazujący tylko aspekt jakościowy, drugi scalający elementy ilościowe i jakościowe.

W większości podręczników autorzy proponują klasyczne metody otrzymywania i zbierania substancji gazowych, dostosowane do właściwości otrzymywanej substancji (przykładowo, wodór otrzymuje się w reakcji metalu z kwasem solnym, a powstały gaz zbiera się poprzez wyparcie wody z probówki odwróconej do góry dnem) [8]. Alternatywnie gazy w warunkach szkolnych można otrzymywać i zbierać w układzie zamkniętym, tj. w kolbie stożkowej, na której szyjkę założony został balon [9]. Przed nałożeniem balonu w kolbie umieszczamy odpowiednią ilość roztworu o zadanym stężeniu, natomiast drugi reagent (w fazie stałej) umieszczamy w baloniku. Po nałożeniu balonika przesypujemy jego zawartość do kolby. Podczas reakcji powstaje gaz, który jest zbierany w balonie. Po zakończonej reakcji otrzymany gaz może zostać przepompowany do innych naczyń, w których można przeprowadzić badanie jego właściwości (fot. 1).

Fot. 1. Otrzymywanie gazów w kolbie płaskodennej.

Przykład zastosowania

Otrzymywanie tlenku węgla(IV)

W kolbie stożkowej (nie mniejszej niż 350 ml, możliwie wysokiej) umieścić 60 cm3 12% kwasu chlorowodorowego. W baloniku umieścić ok. 8,9 g stałego węglanu wapnia lub analogiczną ilość rozkruszonych muszelek. Balonik należy nałożyć szczelnie na szyjkę kolby (można dodatkowo zwiększyć szczelność połączenia zabezpieczając gumką recepturką). Wymieszać substraty przesypując zawartość balonika do kolby stożkowej.

Jak wspomniano wcześniej, zebrany gaz można przepompować do innych naczyń w celu przeprowadzenia reakcji charakterystycznych.

Porównanie właściwości wodoru i tlenku węgla(IV)

Doświadczenie przeprowadzić w sposób analogiczny. W baloniku umieścić 2,1 g opiłków magnezu (lub wstążki magnezowej), a w kolbie stożkowej umieścić 60 cm3 12% kwasu chlorowodorowego. Nałożyć balonik i połączyć substraty. Tym razem balonik zawiązany nitką wzlatuje do góry.

UWAGI:

  • Ze względu na żrące właściwości kwasu niezbędna jest praca w okularach i rękawicach ochronnych!
  • Przeprowadzić reakcję pod dygestorium.
  • Na czas doświadczenia wyłączyć wszystkie źródła otwartego ognia.
  • Nie podpalać balonika! Po zakończonym doświadczeniu wypuścić otrzymany gaz do atmosfery pod sprawnie działającym wyciągiem.
  • Zastosowanie balonu z grubej gumy może utrudnić jego na pompowanie i uniemożliwić przeprowadzenie właściwych obserwacji. Pozostałą ilość gumy po związaniu balonika należy odciąć. Alternatywnie można zastosować prezerwatywy zamiast zwykłych balonów – prowadzi to do otrzymania powtarzalnych, poprawnych wyników.

Opisane doświadczenia mają charakter jakościowy. W podejściu ilościowym gaz musi być zbierany w naczyniu z podziałką miarową. Taką funkcję może również pełnić np. strzykawka połączona z kolbą stożkową, w której prowadzona jest reakcja [10] (rys. 1).

Rys. 1. Schematy układów do otrzymywania gazów

Układ ten można uprościć, przeprowadzając reakcję bezpośrednio w strzykawce lub w próbniku tłokowym z zaworem kapilarnym (fot. 2). Próbniki tłokowe najlepiej sprawdzają się do prowadzenia takich reakcji, niestety szkło tego typu jest dość drogie. Tanią alternatywę stanowi zwykła strzykawka zatkana z jednej strony korkiem.

Fot. 2. Otrzymywanie gazów w próbniku.

Trudność może sprawiać umieszczenie substratów w strzykawce, z tego powodu zamieszczamy szczegółową instrukcję postępowania:

  1. wyciągamy całkowicie tłok strzykawki (rozłączamy tłok od korpusu),
  2. zatykamy szczelnie wylot strzykawki, wykorzystać można korek gumowy z naciętym otworem,
  3. strzykawkę ustawiamy w pozycji pionowej i wypełniamy ją wodą,
  4. w nakrętce lub innym możliwie płaskim pojemniku (o średnicy umożliwiającej swobodne prze- mieszczanie się po wnętrzu strzykawki) umieszczamy reagent występujący w stałym stanie skupienia,
  5. nakrętkę umieszczamy na szczycie strzykawki tak, aby unosiła się na tafli wody,
  6. odtykamy strzykawkę w ten sposób, aby spadek poziomu wody powodował powolne opadanie nakrętki wraz z reagentem na dno strzykawki,
  7. gdy zakrętka opadnie na dół strzykawki, wprowadzamy tłok i również przesuwamy go w dół, następnie końcówkę strzykawki zanurzamy w reagencie występującym w ciekłym stanie skupienia i pobieramy jego odpowiednią objętość, którą można odmierzyć wykorzystując po- działkę na strzykawce,
  8. zatykamy ponownie wylot strzykawki,
  9. obracamy strzykawkę w taki sposób, aby zmieszać substraty reakcji,
  10. powstający gaz wypycha tłok strzykawki,
  11. z podziałki odczytujemy objętość wydzielonego gazu.

Eksperyment można przeprowadzić na dwa sposoby:

  1. Uczeń może postępować według instrukcji przegotowanej przez nauczyciela. Instrukcja taka może zawierać dokładny opis czynności laboratoryjnych wraz z ilością wykorzystywanych substratów, stężeniami itd. Eksperyment w takiej formie może być wykonany przed omówieniem prawa Avogadra, a sformułowanie tego prawa na- stępuje na podstawie otrzymanych przez uczniów wyników.
  2. Uczeń na podstawie równania reakcji, znajomości prawa Avogadra oraz opisanej techniki otrzymywania gazów sam proponuje, jakie parametry będą badane. Przykładowo analizie może zostać poddana wydajność zachodzącej reakcji, kinetyka procesu, stosowalność prawa Avogadra.

Poniżej przedstawiono przepisy pozwalające na otrzymanie kilku podstawowych gazów z wykorzystaniem opisanej techniki. Wartości podane przy każdym doświadczeniu są dostosowane do strzykawki lub próbnika tłokowego o pojemności 100 cm3. Przedstawione proporcje pozwalają otrzymać 80 cm3 gazu zakładając 100% wydajność w warunkach normalnych. Wartości mają charakter orientacyjny i pozwalają na oszacowanie, czy ilości wyliczane przez uczniów są poprawne i realne do zastosowania.

Doświadczenie 1. Otrzymywanie tlenu

Równanie zachodzącej reakcji:

2H2O2   2H2O + O2

Masa MnO2: 0,75 g

Objętość wody utlenionej (3%): 9 cm3

Komentarz: Uczeń może wykonać to doświadczenie do badania np.: zależność szybkości reakcji od stopnia rozdrobnienia i ilości MnO2 lub stężenia roztworu nadtlenku wodoru.

Doświadczenie 2. Otrzymywanie chloru

2KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 5Cl2 + 8H2O + 2MnCl2

Masa KMnO4: 0,23 g

Objętość HCl o stężeniu 2 mol/dm3: 15cm3

Komentarz: Doświadczenie można wykonywać nie tylko na lekcjach związanych z obliczeniami, ale także przy omawianiu właściwości chloru, właściwości związków manganu, czy procesów utleniania i redukcji. Uczniowie przed wykonaniem doświadczenia mają za zadanie dobranie odpowiednich współczynników stechiometrycznych, mogą to uczynić za pomocą bilansu elektronowego lub metodą jonowo-elektornową.

Doświadczenie 3. Otrzymywanie etynu

CaC2 + 2HCl → CaCl2 + C2H2

Masa CaC2: 0,23 g

Objętość HCl o stężeniu 1 mol/dm3: 10 cm3.

Efektywność reakcji może być porównana z reakcją zachodzącą pod wpływem wody.

CaC2 + H2O → Ca(OH)2 +C2H2

Masa CaC2: 0,23 g

Objętość H2O: 10 cm3

Komentarz: Doświadczenie może być nie tylko obrazem praw gazowych, może również stanowić wstęp do lekcji o węglowodorach nienasyconych, badania ich właściwości fizycznych i chemicznych.

Doświadczenie 4. Otrzymywania siarkowodoru [11]

ZnS + 2HCl → H2S + ZnCl2

Masa ZnS: 0,33 g

Objętość HCl o stężeniu 2 mol/dm3: 10 cm3.

Komentarz: Siarkowodór posiada bardzo nieprzyjemny zapach i jest silnie toksyczny. Zaletą przedstawionej techniki jest wykorzystanie układu zamkniętego, zmniejsza to ryzyko uwolnienia się gazu. Fakt ten ma również duże znaczenie w przypadku reakcji otrzymywania chloru.

UWAGA. Siarkowodór jest silnie toksyczny. Doświadczenie należy wykonywać pod sprawnie działającym wyciągiem. Otrzymany gaz uwolnić pod wyciągiem do atmosfery. Unikać wdychania gazu.

Opisane doświadczenia mogą zastosowanie podczas realizacji zagadnień zawartych w nowej podstawie programowej przedmiotu chemia na IV. etapie edukacyjnym – zakres rozszerzony. Podane wymagania szczegółowe wskazują:

Uczeń:

  • 1.5 dokonuje interpretacji jakościowej i ilościowej równania reakcji w ujęciu molowym, masowym i objętościowym (dla gazów);
  • 1.6 wykonuje obliczenia z uwzględnieniem wydajności reakcji i mola dotyczące: mas substratów i produktów (stechiometria wzorów i równań chemicznych), objętości gazów w warunkach normalnych.
  • 4.5 przewiduje wpływ: stężenia substratów, obecności katalizatora, stopnia rozdrobnienia substratów i temperatury na szybkość reakcji; planuje i przeprowadza odpowiednie doświadczenia;
  • 8.7 projektuje i przeprowadza doświadczenia pozwalające otrzymać tlen w laboratorium (np. reakcja rozkładu H2O2 lub KMnO4).

Stosowanie nauczania przez do- ciekanie naukowe znajduje coraz szersze zainteresowanie wśród polskich nauczycieli. Zainteresowanie owe jest tym bardziej uzasadnione, że polski system edukacji, wzorując się na zaleceniach Komisji Europejskiej i raportu Rocarda [12], wdraża elementy nauczania przez odkrywanie do polskiej szkoły. W założeniu zmiany te powinny wpłynąć na wzrost zainteresowania uczniów przedmiotami przyrodniczymi oraz na liczbę studentów na kierunkach przyrodniczych, matematycznych i inżynieryjnych. Kwestia słuszności i efektywności podjętych reform nie jest przedmiotem powyższych rozważań, w pracy dydaktycznej jednak nigdy nie należy zapomnieć, że „lepsze jest doświadczenie bez teorii niż teoria bez doświadczenia”.

 

Literatura:

[1] Burewicz A., Gulińska H., Dydaktyka  Chemii, Wydawnictwo UAM, Poznań 2002

[2] Podstawa programowa z komentarzami, tom  5. Edukacja przyrodnicza w  szkole  podstawowej, gimnazjum i liceum. Załącznik do  rozporządzenia Ministra Edukacji Narodowej z 23 grudnia 2008 roku  w sprawie pod- stawy programowej wychowania przedszkolnego oraz  kształcenia ogólnego w poszczególnych typach szkół z komentarzem

[3] Bernard P., Maciejowska I., Odrowąż E., Dudek K., Geoghegan R., Introduction of inquiry based science education into Polish science curriculum – general findings of teachers’ attitude, Chemistry-Didactics-Ecology-Metrology 2013, Vol. 17 (1–2), s. 49–59

[4] Okoń W., Wprowadzenie  do dydaktyki ogólnej, PWN, 1987

[5] Bernard P., Białas A., Broś P., Ellermeijer T., Kędzierska E., Krzeczkowska M., Maciejowska I., Odrowąż E., Szo- stak  E., Podstawy metodologii IBSE, [w:] Nauczanie  przedmiotów  przyrodniczych kształtujące  postawy i umiejętności badawcze uczniów, red. Odrowąż E., Maciejowska I., Kraków  2012

[6] Linn  M.C.,  Davis  E.A., Bell P., Internet Environments  for Science Education, Lawrence Erlbaum Associates,  Inc., Mahwah, NJ, 2004

[7] Biuletyn projektu AQUEDUCT, „Nabywanie kluczowych kompetencji poprzez edukację na rzecz dziedzictwa kulturowego,” http://the-aqueduct.eu/download/Aqueduct-Manual_PO.pdf (Ostatni dostęp: 22.05.2012)

[8] Poźniczek M.M., Kluz Z., Wybieram  Chemię, t.1, Kraków  2007

[9] Gulińska H., Kuśmierczyk K., Po prostu chemia, Warszawa 2012, s. 10

[10] Brown  C., Ford M., Standard Level Chemistry for the IB Diploma, Pearson Baccalaureate 2008

[11] Ibanez G. J., Esparza-Hernandez M., Serrano-Doria C., Infante-Fregoso  A., Singh  M.M., Environmental Che- mistry. Microscale Laboratory Experiments., Springer 2008

[12] Rocard M., Csermely P., Jorde D., Lenzen D., Walberg-Henriksson H.,  Hemmo V., Science Education Now: A Rene- wed Pedagogy for the Future of Europe. Brussels, European Communities 2007

 

© 2015, www.ChemVlog.pl.

Share

O hydrolizie soli

Share

Artykuł opublikowany w czasopiśmie „Chemia w szkole” w 2014 roku. Udostępniono za zgodą redakcji czasopisma.

Paweł Bernard, Kinga Orwat, Karol Dudek „O hydrolizie soli” Chemia w szkole 6/2014 s. 22-25

Pierwsza wzmianka o hydrolizie pojawiła się w pracy Armstronga i Millera, dotyczącej kwasów sulfonowych [1]. Hydroliza to szczególny przypadek solwolizy, czyli reakcji zachodzącej pomiędzy substancją rozpuszczoną a rozpuszczalnikiem, którym w tym przypadku jest woda [2], jeden z najczęściej stosowanych rozpuszczalników. Hydrolizie ulegają zarówno związki organiczne, jak i nieorganiczne, przy czym woda jako związek amfiprotyczny [3] może łatwo przejmować w przebiegu tych reakcji rolę kwasu lub zasady według teorii Brønsteda. Niezależnie od tego, obecność kwasu lub zasady może katalizować przebieg hydrolizy, którą wtedy określa się, odpowiednio, jako kwasową lub zasadową (przykłady tego typu procesów można znaleźć w chemii organicznej [4]). Pojawia się tu pewien problem terminologiczny, ponieważ w pracach anglojęzycznych mianem hydrolizy kwasowej (ang. acid hydrolysis) i zasadowej (ang. base hydrolysis) określane są procesy prowadzące do powstania roztworu o odczynie kwasowym lub zasadowym [5]. W tym artykule terminy „hydroliza kwasowa i zasadowa” zostaną jednak przypisane wyłącznie hydrolizie katalitycznej.

Jeśli katalizatorem jest enzym, ma miejsce hydroliza enzymatyczna, o szczególnym znaczeniu dla organizmów żywych, ponieważ procesy związane z hydrolizą ATP w komórkach pozwalają na dostarczenie im niezbędnej do życia energii [6].

Reakcję hydrolizy soli można formalnie zapisać jako reakcję odwrotną do procesu zobojętniania.

Położenie stanu równowagi tej reakcji zależne jest od stopnia dysocjacji kwasu i zasady, tworzących daną sól. Bezpośrednim skutkiem zachodzenia procesu hydrolizy w roztworach soli jest pojawienie się odpowiedniego odczynu:

  • zasadowego dla soli słabych kwasów i mocnych zasad,
  • kwasowego dla soli mocnych kwasów i słabych zasad [7],
  • zbliżonego do obojętnego dla soli słabych kwasów i zasad,
  • obojętnego dla soli mocnych kwasów i mocnych zasad, kiedy proces hydrolizy nie zachodzi.

Odczyn soli pochodzących od słabych kwasów i słabych zasad powinien być określany jako zbliżony do obojętnego, czego dobrym przykładem jest roztwór octanu amonu. Dokładne określenie odczynu roztworu konkretnej soli o danym stężeniu wymaga analizy stałych dysocjacji zaangażowanych w równowagi jonowe form kwasowych i zasadowych [8].

Przykład 1. Proces hydrolizy wodnego roztworu chlorku amonu, czyli soli pochodzącej od słabej zasady i mocnego kwasu, przebiega według równania:

Taka forma równania reakcji hydrolizy jest często określana jako „zapis jonowy skrócony” [9]. Pełny zapis jonowy:

nie jest konieczny, lecz jego użycie przypomina o zasadzie elektroobojętności układu. W wyniku tej reakcji roztwór przybiera odczyn kwasowy.

Przykład 2. Powyższy proces można uważać za jednoetapowy, ale w przypadku soli kwasów wieloprotonowych hydroliza może być wieloetapowa. Przykładowo, zjawiska zachodzące w wodnym roztworze fosforanu(V) potasu można przedstawić za pomocą następujących równań.

Podczas rozpuszczania tej soli w wodzie zachodzi najpierw proces dysocjacji elektrolitycznej kryształu:

a następnie procesowi hydrolizy ulegają jony pochodzące od względnie słabego kwasu fosforowego(V):

W wyniku ustalenia się powyższych stanów równowagi roztwór Na3PO4 uzyskuje odczyn zasadowy.

Przykład 3 – hydroliza zachodząca w roztworze chlorku cynku – soli mocnego kwasu (HCl) i słabej zasady (Zn(OH)2). W trakcie rozpuszczania sól ta ulega najpierw dysocjacji:

W ujęciu szkolnym powszechnie jest stosowany następujący zapis hydrolizy, tłumaczący powstawanie roztworu o odczynie kwasowym [9]:

Jest on jednak prawidłowy jedynie w przypadku roztworów stężonych w takim stopniu, że powstający wodorotlenek będący substancją trudno rozpuszczalną (pKS0=15,5) [10] wytrąca się w postaci osadu, co należy uściślić podając w powyższym równaniu stan skupienia Zn(OH)2. Dla roztworów tak rozcieńczonych, że osad się nie wytrąca, bardziej poprawny jest zapis, uwzględniający przykładową (jedną z wielu, ale dominującą [11]) formę akwokationu cynku:

Poniższe proste doświadczenia ilustrują hydrolizę zachodzącą w roztworze chlorku cynku i analizę jej produktów.

Doświadczenie 1a. Hydroliza chlorku cynku.

Sprzęt i odczynniki: dwie zlewki o pojemności 250 cm3, łyżeczka, uniwersalne papierki wskaźnikowe, chlorek cynku GHS-pictogram-acid.svg GHS-pictogram-exclam.svgGHS-pictogram-pollu.svg, woda destylowana.

Opis wykonania: Do dwóch naczyń wlać po ok. 150 cm3 wody destylowanej. Do naczynia nr 1 dodać ok. 1,0 g (pół łyżeczki) a do nr 2 ok. 15,0 g ZnCl2 (6 łyżeczek). Roztwory wymieszać energicznie. Zmierzyć pH obu roztworów przy użyciu pH-metru lub uniwersalnego papierka wskaźnikowego o zawężonym zakresie (pH 4-7).

Obserwacje: W obu naczyniach pH roztworów wynosi około 5. W naczyniu drugim wytrącił się biały osad.

Wniosek: zachodzi reakcja hydrolizy, opisana równaniami (8) i (9) .

Doświadczenie 1b. Badanie właściwości kwasowo-zasadowych osadu otrzymanego w części 1a doświadczenia.

Sprzęt i odczynniki: trzy probówki, kwas azotowy(V) 0,1 mol/dm3 GHS-pictogram-acid.svgGHS-pictogram-rondflam.svg, zasada sodowa 2 mol/dm3 GHS-pictogram-acid.svg, roztwór oranżu metylowegoGHS-pictogram-skull.svg, alkoholowy roztwór fenoloftaleiny GHS-pictogram-silhouete.svg, woda destylowana

Opis wykonania: W 3 probówkach umieścić po około 2 cm3

1. roztworu kwasu azotowego(V) o stężeniu 0,1 mol/ dm3, zabarwionego kilkoma kroplami oranżu metylowego

2. roztworu zasady sodowej o stężeniu 0,1 mol/dm3, zabarwionej kilkoma kroplami fenoloftaleiny

3. wody destylowanej

Do każdej z probówek wprowadzić szczyptę osadu otrzymanego w pierwszej części doświadczenia i wstrząsnąć energicznie. Probówkę nr 2 ogrzać. W probówce 3 zmierzyć pH roztworu za pomocą uniwersalnego papierka wskaźnikowego.

Obserwacje: W pierwszej probówce nastąpiła zmiana barwy roztworu z czerwonej na pomarańczową. W probówce drugiej nastąpiło odbarwienie malinowego roztworu. W probówce nr 3 brak objawów zachodzącej reakcji, pH roztworu zbliżone do 7.

Wnioski: Zaobserwowane zmiany wskazują na amfoteryczny charakter badanego osadu. Osadem tym jest wodorotlenek cynku reagujący zgodnie z równaniami:

Przykład 4. to hydroliza węglanu sodu, soli słabego kwasu i mocnej zasady, która w trakcie rozpuszczania ulega dysocjacji na jony Na+ i CO32-:

Ponieważ aniony węglanowe pochodzą od słabego kwasu węglowego, w roztworze wodnym ulegają etapowemu procesowi hydrolizy:

W przypadku roztworów stężonych można zaobserwować wydzielanie się bezbarwnego gazu – dwutlenku węgla (tlenku węgla(IV)), będącego produktem rozkładu nietrwałego kwas węglowego, zgodnie z równaniem:

W takim przypadku sumaryczne równanie dla reakcji powyższe równania można zapisać następująco:

W konsekwencji powstający roztwór węglanu sodu wykazuje odczyn zasadowy.

Doświadczenie 2. Reakcja węglanu sodu z wodą.

Sprzęt i odczynniki: dwie probówki, łyżeczka, węglan sodu , alkoholowy roztwór fenoloftaleiny GHS-pictogram-silhouete.svg, woda destylowana

Opis wykonania: Dwie probówki wypełnić do połowy wodą destylowaną. Do pierwszej wprowadzić ok. 0,1 g Na2CO3 (szczypta), a do drugiej ok. 1,5 g Na2CO3 (1 łyżeczka). Zawartość probówek wymieszać szklanym pręcikiem (nie wytrząsać!). Obserwować ścianki probówki. Następnie do obu probówek dodać kroplę roztworu fenoloftaleiny.

Obserwacje: W probówce pierwszej brak oznak zachodzącej reakcji, jednak dodany wskaźnik barwi się na malinowo. W probówce nr 2 na ściankach probówki pojawiają się pęcherzyki bezbarwnego gazu. Po dodaniu fenoloftaleiny roztwór barwi się na kolor malinowy.

Wnioski: Malinowe zabarwienie roztworu świadczy o zachodzącej hydrolizie anionów węglanowych. W probówce nr 2 wydzielającym się gazem jest tlenek węgla(IV) zgodnie z równaniem nr 16.

Przykład 5. Rozpuszczanie i hydroliza siarczanu(IV) chromu(III), soli słabego kwasu i słabej zasady [9], przebiega zgodnie z równaniami reakcji, wskazującymi, że w tym przypadku hydroliza dotyczy zarówno kationu, jak i anionu:

Dla kationu Cr3+:

  • w roztworze rozcieńczonym:

  • w roztworze stężonym:

Dla anionu SO32-:

Dla teoretycznego obliczenia pH roztworu siarczanu(IV) chromu(III) o znanym stężeniu konieczna jest znajomość stałych hydrolizy. Na poziomie szkolnym można jednak po prostu przyjąć, że roztwór soli ulegającej hydrolizie kationowo-anionowej ma odczyn zbliżony do obojętnego.

Procesy hydrolizy są w praktyce wykorzystywane w chemii analitycznej (analiza jakościowa i ilościowa). Należy tu zwrócić uwagę na sole bizmutu(III), antymonu (III) i tytanu (IV), które są trwałe jedynie w silnie kwasowym środowisku. Związki te w trakcie rozcieńczania roztworów hydrolizują z utworzeniem tlenosoli lub, w przypadku tytanu, tlenku, np.:

[12]

[13]

[14]

Hydrolizie ulegają także jony Sn2+, Sn4+, Ge4+, Pb4+, Th4+ [15] czy Fe3+ [14], z utworzeniem odpowiednich wodorotlenków.

Praktyka pokazuje, że hydroliza jest dla uczniów zagadnieniem trudnym. Należy w tym miejscu zaznaczyć, że obowiązująca podstawa programowa nauczania chemii na poziomie rozszerzonym w liceum ogólnokształcącym nie uwzględnia hydrolizy etapowej. Ponadto zapis równań hydrolizy wymaga od ucznia pewnej wiedzy na temat budowy materii i właściwości związków posiadający budowę jonową oraz cząsteczkową, reakcji kwasowo-zasadowych, mocy kwasów i zasad, a w niektórych przypadkach – także budowy związków koordynacyjnych.

Okazuje się także, że uczniowie często odnoszą opis zjawiska hydrolizy do procesu autodysocjacji wody, a więc definiują ją jako reakcję z jonami H+ lub OH powstałymi w trakcie tego procesu. Może to prowadzić do wysnucia niepoprawnego wniosku, że hydroliza jest procesem zachodzącym w równie niewielkim stopniu, co autodysocjacja wody. Bardziej prawidłową jest interpretacja odwołująca się do amfiprotycznego charakteru cząsteczek wody [16], wskazująca, że hydroliza jest przykładem reakcji kwasowo-zasadowej. Wreszcie, omawianie zjawisk hydrolizy jest istotne dla zwrócenia uwagi uczniów na to, że woda, często postrzegana jedynie jako rozpuszczalnik, w rzeczywistości może być także ważnym reagentem w ustalających się w roztworach równowagach. [17].

Metody kształcenia możemy ogólnie podzielić na słowne, oglądowe i praktyczne [18]. Obecnie promowane są metody praktyczne, którym przypisuje się większą skuteczność i pobudzanie ciekawości ucznia względem danego tematu, a więc motywowanie do nauki. Popularnym stało się więc stosowanie tzw. aktywizacji, polegającej na samodzielnym przeprowadzaniu przez uczniów doświadczeń i rozwiązywaniu zadań problemowych [19]. Odnośnie do hydrolizy można ograniczyć część praktyczną jedynie do badania odczynów roztworów poszczególnych soli, rozbudować tę część o analizę powstałych osadów lub wydzielonych gazów (jak to pisano w doświadczeniu 1 i 2) lub wykazać jeszcze bardziej twórczy sposób postępowania. Ciekawym pomysłem może być zlecenie uczniom domowego projektu badawczego, polegającego na pieczeniu ciastek ze zmienianymi proporcjami diwodorofosforanu(V) wapnia lub wodorowęglanu sodu w ich składzie [20] i analizie wpływu tych substancji na wypieki. Przeprowadzenie takiego projektu stwarza możliwość kształcenia umiejętności projektowania eksperymentów, parametryzacji procesu badawczego, zbierania i analizy danych itp. Opanowanie tych umiejętności zostało zawarte w celach ogólnych kształcenia chemicznego na IV. etapie edukacyjnym [21], poziom rozszerzony.

Literatura:

[1] H. E. Armstrong i A. K. Miller, „Studies on sulphonic acids. No. I. On the hydrolysis of sulphonic acids and on the recovery of the benzenes from their sulphonic acids,” Journal of The Chemical Society, Transactions, nr 45, pp. 148-153, 1884.

[2] A. D. McNaught i A. Wilkinson, IUPAC Compendium of Chemical Terminology – Gold Book, 2 red., Oxford: Blackwell Scientific Publications, 1997.

[3] C. Reichardt i T. Welton, Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry, 4 red., Weinheim, 2011, p. 575.

[4] R. T. Morrison i R. N. Boyd, Chemia organiczna, tom 1, Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1985.

[5] N. B. Milić, „A New Meaning of the Terms „Acid Hydrolysis” and „Base Hydrolysis”,” Journal of Chemical Education, nr 61 (12), p. 1066, December 1984.

[6] P. Atkins i L. Jones, Chemia ogólna, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2004.

[7] P. Atkins, Chemia Fizyczna, 8 red., Warszawa: PWN, 2003.

[8] K. Eisemann, „pH and hydrolysis of a doubly weak salt,” Journal of Chemical Education, nr 26 (11), p. 607, 1949.

[9] M. M. Poźniczek i Z. Kluz, Wybieram chemię, 1 red., Zamkor, Red.

[10] W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa: Wydawnictwo Adamantan, 2013.

[11] F. A. Cotton i G. Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, 5 red., Wiley, 1988.

[12] P. Ye, J. Xie, Y. He, L. Zhang, T. Wu i Y. Wu, „Hydrolytic synthesis of flowerlike BiOCl and its photocatalytic performance under visible light,” Materials Letters, tom 108, pp. 168-171, 2013.

[13] F. C. Hentz Jr. i G. G. Long, „Synthesis, properties, and hydrolysis of antimony trichloride,” Journal of Chmical Education, nr 52 (3), p. 189, 1975.

[14] H. N. Alyea, „Hydrolysis of FeCl3. Dem. 613,” Journal of Chemical Education, nr 46 (5), p. A355, 1969.

[15] L. H. Lim, A. Bhattacharjee, B. R. Randolf i B. M. Rode, „Hydrolysis of tetravalent group IV metal ions: an ab initio simulation study,” Physical Chemistry Chemical Physics, nr 12, pp. 12423-12426, 2010.

[16] F. Aguirre-Ode, „A general approach for teaching hydrolysis of salts,” Journal of Chemical Education, nr 64 (11), p. 957, 1987.

[17] E. A. Wildman, „The need of modernizing the general course,” Journal of Chemical Education, nr 12 (1), p. 11, 1935.

[18] A. Burewicz i H. Gulińska, Dydaktyka Chemii, Poznań: Wydawnictwo Naukowe UAM, 2002.

[19] M. A. Curtin, L. R. Ingalls, A. Campbell i M. James-Pederson, „Hydrolysis Studies and Quantitative Determination of Aluminum Ions Using 27Al NMR. An Undergraduate Analytical Chemistry Experiment,” Journal of Chemical Education, nr 85 (2), p. 291, 2008.

[20] R. C. Rainey, „Making baking powder biscuits: A practical experiment on hydrolysis of salts,” Journal of Chemical Education, nr 39 (7), p. 363, 1962.

[21] Podstawa programowa z komentarzami, Tom 5, Edukacja przyrodnicza w szkole podstawowej, gimnazjum i liceum.

© 2015, www.ChemVlog.pl.

Share

Szkolny eksperyment ilościowy – termochemia

Share

Artykuł opublikowany w czasopiśmie Niedziałki w 2010 roku. Udostępniono za zgodą redakcji czasopisma. Treść poprawiona i dostosowana do publikacji na stronie internetowej.

Paweł Bernard, “Szkolny eksperyment ilościowy – termochemia, część I” Niedziałki 4/2010 s. 79-86

Eksperyment chemiczny stanowi nieodzowny element kształcenia chemicznego na każdym poziomie edukacji. Jak dotąd polska podstawa programowa z chemii zarówno na poziomie gimnazjalnym jak i ponadgimnazjalnym nie zobowiązuję uczących do przedstawiania eksperymentów ilościowych. Z tego powodu nauczyciele zapoznają uczniów jedynie z eksperymentami jakościowymi, a eksperyment ilościowy jest zazwyczaj opisywany tylko teoretycznie. Trendy światowe są w tej kwestii całkowicie odmienne. Uczniowie zdający maturę międzynarodową, nie tylko są zapoznawani z metodologią eksperymentów ilościowych, ale są zobowiązani samodzielnie takie eksperymenty wykonywać podczas zajęć lekcyjnych.

W polskich programach nauczania chemiczne eksperymenty ilościowe pojawiają się sporadycznie. Jednym z takich eksperymentów jest proponowany pomiar ilości tlenu w powietrzu przez nakrycie świeczki pływającej na powierzchni wody zlewką i zmierzenie, na jaki poziom podniesie się woda. Eksperyment ten, mimo iż często daje prawidłowy wynik, budzi wiele kontrowersji. Przykładowo jak zachowa się układ, gdy zamiast jednej wprowadzimy 2 świeczki? W programie nauczania szkół ponadgimnazjalnych uczniowie mogą spotkać się z opisem techniki miareczkowania, ale nawet w tym przypadku nieczęsto nauczyciele przedstawiają tę technikę w formie pokazu, nie wspominając o samodzielnej pracy ucznia.

Dzisiejsza chemia opiera się na eksperymentach ilościowych, tymczasem na lekcjach chemii odtwarzane są doświadczenia jakościowe z XVIII – XIX wieku. Oczywiście pozwalają one kształtować umiejętności prowadzenia obserwacji i wyciągania wniosków, jednak brak eksperymentów ilościowych skutkuje tym, iż uczniowie otrzymują mylny wizerunek chemii jako nauki jak i pracy chemików zarówno w laboratoriach przemysłowych jak i naukowych. Uczniowie nie spotykają się z problemami analizy wyników liczbowych, typami i analizą błędów pomiarowych czy programami do analizy graficznej i statystycznej.

Brak eksperymentów o charakterze ilościowym jest zazwyczaj tłumaczony znacznymi kosztami urządzań pomiarowych i czasochłonnością tych eksperymentów. Tymczasem okazuje się, że odrobina kreatywności pozwala prowadzić eksperymenty ilościowe nawet w pracowni szkolnej wyposażonej w podstawowy sprzęt laboratoryjny. Poniżej przedstawiono kilka doświadczeń fizyko-chemicznych, które nie wymagają wyszukanego sprzętu, pozwalają jednak zapoznać uczniów z podstawami eksperymentów ilościowych. W tym artykule przedstawione zostaną eksperymenty obrazujące prawa i zależności z działu „Termochemia”. Doświadczenia te mogą być przedstawione przez nauczyciela w postaci pokazu, lub wykonane samodzielnie przez uczniów podczas lekcji lub zajęć koła chemicznego.

UWAGA: Przedstawione przepisy i wyniki zostały opracowane i uzyskane przez uczniów podczas zajęć lekcyjnych pod nadzorem autora. Przedstawione w przepisach wartości liczbowe (stężenia itd.) mogą, a nawet powinny być modyfikowane. Przedstawione wartości końcowe stanowią jedynie przykład, nie należy traktować ich w sposób ścisły lub jako wartości odniesienia.

Doświadczenia nr 1: Wyznaczanie rzeczywistego składu soli udowodnionej.

Odczynniki: CuSO4∙5H2O

Sprzęt: tygiel, szczypce, palnik, statyw z trójkątem ceramicznym dopasowanym do tygla, waga.

Opis wykonania: Należy wyznaczyć masę tygla wraz z pokrywką, (tygiel można wyprażyć przed ważeniem). Następnie tygiel wypełnić do około 1/3 objętości próbką soli (CuSO4∙xH2O) i zważyć. Próbkę należy wyprażyć do stałej masy, pierwsze prażenie może być dłuższe niż pozostałe np.: 10 min, kolejne po 5 min. Po każdym prażeniu należy poczekać aż tygiel ostygnie i zważyć. Zazwyczaj zmiany masy po 4 i 5 prażeniu są zaniedbywalnie małe.

Przykładowe wyniki

Tabela nr 1. Przykładowe wyniki otrzymane podczas rozkładu próbki soli CuSO4∙xH2O

Masa tygla z próbką [g] (±0,005 g)

Masa próbki [g] (±0,01 g)

Zmiana masy próbki [g] (±0,02 g)

Przed prażeniem

43,26

29,20

Po prażeniu nr 1

36,51

22,45

-6,75

Po prażeniu nr 2

34,07

20,01

-2,44

Po prażeniu nr 3

32,54

18,48

-1,53

Po prażeniu nr 4

32,47

18,41

-0,07

Masa molowa soli bezwodnej: MCuSO4 = 159,6 g/mol

Stosunek masowy: CuSO4 do H2O → 18,41 do 10,79 g

Obliczony empiryczny stosunek molowy CuSO4 do H2O 0,115 do 0,599

W przeliczeniu na 1 mol CuSO4 → 1:5,21

Wzór rzeczywisty soli: CuSO4 ∙ 5,21H2O

Doświadczenie nr 2: Wyznaczanie temperatury krzepnięcia naftalenu.

Odczynniki: naftalen.

Sprzęt: termometr, statyw z łapą do probówek, probówka, zlewka, elektryczna płyta grzewcza lub mieszadło magnetyczne z funkcją grzania.

Opis wykonania: Probówkę do 2/3 wysokości wypełniamy naftalenem i wprowadzamy termometr. Następnie probówkę umieszczamy w łaźni wodnej. Łaźnię wodną może stanowić zlewka z gorąca wodą umieszczoną na elektrycznej płycie grzewczej. Czekamy aż cały naftalen ulegnie stopieniu. Gdy temperatura w probówce osiągnie około 90 stopni usuwamy zlewkę z gorącą wodą. Zapisujemy wskazania termometru w jednakowych odstępach czasu. (Wygląd krzywej topnienia będzie bardziej poglądowy, gdy umieścimy probówkę w chłodnym miejscu lub zlewce wypełnionej wodą o temp. około 50 °C).

Uwaga! Nie należy ogrzewać probówki z naftalenem w płomieniu palnika, ciekły naftalen jest łatwopalny!

Przykładowe wyniki: Pomiar temperatury prowadzony był w 10 sekundowych odstępach czasu. Zebrane wyniki zostały naniesione na wykres zależności temperatury od czasu (wykres nr 1).

Wykres nr 1

Wykres 1. Zmiany temperatury podczas chłodzenia naftalenu.

Dane na wykresie podzielono na 3 serie do których dopasowano linie proste. Dwie serie są związane z dużym gradientem temperatury, a jedna z zakresem małych zmian. Jako temperaturę topnienia (krzepnięcia) można przyjąć temperaturę w połowie długości linii trendu dopasowanej do serii danych o niewielkiej zmienności temperatur.

Wyznaczona temperatura topnienia naftalenu: 81 °C

Doświadczenie nr 3: Efekt energetyczny reakcji Zn z Cu2+.

Odczynniki: CuSO4­, Zn (proszek).

Sprzęt: termometr, waga, styropianowe kubki do kawy, mieszadło magnetyczne (opcjonalnie).

Przykładowy opis wykonania: W doświadczeniu uczniowie badają efekt energetyczny towarzyszący reakcji wypierania miedzi z roztworu przez bardziej aktywny metal.

Zn(s) + Cu2+(aq) = Zn2+(aq) + Cu(s)

Rysunek nr 1

Doświadczenie opiera się na pomiarze temperatury, zatem powinno być przeprowadzone w kalorymetrze. Prosty kalorymetr można wykonać z dwóch kubków styropianowych do kawy. Jeden kubek stanowi naczynie, w którym prowadzimy reakcję, drugi należy obciąć w 2/3 wysokości, będzie on pokrywką kalorymetru. W pokrywce należy wykonać otwór, przez który wprowadzany jest termometr do naczynia (Rysunek nr 1). W naczyniu umieszczamy 25,0 cm3 roztworu soli miedzi o stężeniu 1 mol/dm3 i mierzymy temperaturę. Następnie wsypujemy około 5 g pyłu Zn. Cynk jest w nadmiarze (należy zwrócić uwagę, że zbyt duży nadmiar cynku może wpłynąć na wyniki, ze względu na dużą pojemność cieplną metalu). Zamykamy kalorymetr i mierzymy temperaturę w przyjętych wcześniej odstępach czasu. Roztwór należy mieszać poruszając całym naczyniem, lub wykorzystać mieszadło magnetyczne.

Rysunek 1. Schemat kalorymetru, w którym można przeprowadzić reakcję Zn(s) + Cu2+(aq)

Przykładowe wyniki przedstawiono na wykresie 2.

Wykres nr 2

Wykres 2. Zależność temperatury względem czasu dla reakcji Zn(s) + Cu2+(aq); próbka 1.

Przyrost temperatury można wyznaczyć, jako różnicę miedzy temperaturą początkową, a temperaturą maksymalną. Jednak wartości bardziej zbliżone do literaturowych pozwala otrzymać graficzna analiza wyników, analogiczna do przedstawionej na wykresie 2. W tym przypadku zakres danych otrzymanych bezpośrednio po uzyskaniu temperatury maksymalnej potraktowano, jako osobną serie danych. Do tej serii dopasowano prostą, która została ekstrapolowana do czasu pierwszego przyrostu temperatury. Zmianę temperatury podczas procesu wyznaczono jako różnicę między temperaturą początkową, a temperaturą wskazaną przez dopasowaną prostą. Metodę tę stosuje się gdy zmiana temperatury następuje w sposób gwałtowny, a co za tym idzie początkowo pojawiają się znaczne straty ciepła (duża ilość ciepła jest absorbowana przez kalorymetr i emitowana do otoczenia). Zabieg ten przynajmniej częściowo rekompensuje początkowe straty cieplne.

Entalpię reakcji obliczamy na podstawie równania:

Q = m · c · ∆T (1)

gdzie:

m – masa wody (r-ru),
c – pojemność cieplna wody (4,18 [J∙K-1g-1]),
∆T – wyznaczona zmiana temperatury.

Można założyć, że gęstość roztworu wynosi 1 g/cm3.

Ilość ciepła pobrana przez wodę:

Q = 25,0 · 4,18 · 40,5 = 4,23 kJ

Ciepło pobrane przez wodę zostało wydzielone w trakcie reakcji. Zatem zmiana entalpii w trakcie reakcji wynosi:

∆H = -Q (2)

W doświadczeniu użyto nadmiaru cynku, zatem efekt energetyczny można odnieść do ilości moli jonów miedzi w roztworze. Użyto 25,0 cm3 roztworu o stężeniu 1 mol/dm3, więc liczba moli Cu2+ w roztworze wynosiła 0,025 mola. Po przeliczeniu na 1 mol:

∆H = 169,3 kJ/mol

Doświadczenie nr 4: Wyznaczenie entalpii reakcji hydratacji CuSO4.

Wstęp: Celem doświadczenia jest wyznaczenie entalpii reakcji:

CuSO4(s) + xH2O = CuSO4 ∙ xH2O(s)

Bezpośrednie wyznaczenie entalpii tej reakcji byłoby trudne do wykonania. Można jednak skorzystać z prawa Hessa i dojść do wyniku „inną drogą”. Skonstruowany cykl zmian entalpii przedstawiono na rysunku nr 2.

Rysunek nr 2

Rysunek 2. Cykl przemian pozwalający wyznaczyć entalpię reakcji hydratacji stałego siarczanu(VI) miedzi(II) w sposób niebezpośredni.

Na podstawie diagramu stwierdzamy, że entalpia szukanej reakcji może być obliczona, jako:

∆Hx = ∆H1 + (-∆H2 ) (3)

Odczynniki: CuSO4 uwodniony, CuSO4 bezwodny (można wyprażyć sól uwodnioną).

Sprzęt: termometr, waga, kubki do kawy styropianowe, mieszadło magnetyczne (opcjonalnie).

Przykładowy opis wykonania: Doświadczenie oparte jest na pomiarze efektu energetycznego towarzyszącego rozpuszczaniu soli uwodnionej i bezwodnej. Doświadczenie można wykonać w kalorymetrze opisanym w „Doświadczeniu nr 3”. W naczyniu kalorymetrycznym umieszczamy 100 g wody i mierzymy jej temperaturę. Następnie wsypujemy próbkę soli o znanej masie, około 5,5 – 6,0 g soli bezwodnej lub około 10 g soli uwodnionej. Próbkę mieszamy. Każdy z procesów należy przeprowadzać do otrzymania, co najmniej trzech zbieżnych wyników. W doświadczeniu można użyć sól bezwodną i wyznaczony stopień uwodnienia hydratu w „Doświadczeniu nr 1”.

Przykładowe wyniki

Tabela 2. Wyniki pomiaru zmian temperatury dla procesów rozpuszczania bezwodnego i uwodnionego siarczanu(VI) miedzi(II).

CuSO4 bezwodny

Próbka

Masa [g] (±0,005)

Temp wody [°C] (±0,05)

Tempmax r-ru [°C] (±0,05)

∆T [°C] (±0,1)

1

5,62

22,5

27,8

5,3

2

5,45

22,8

27,8

5,0

3

5,93

23,1

28,6

5,5

CuSO4 ∙ 5,21H2O

Próbka

Masa [g] (±0,005g)

Temp wody [°C] (±0,05)

Tempmax r-ru [°C] (±0,05)

∆T [°C] (±0,1)

1

9,81

23,1

22,1

-1,0

2

10,15

23,5

22,1

-1,4

3

10,04

23,1

22,1

-1,0

Zmianę entalpii obliczamy na podstawie równania nr 1 i 2. Na podstawie mas molowych obliczamy liczbę moli użytej substancji, a następnie przeliczamy efekt energetyczny na 1 mol (MCuSO4 = 159,62 g/mol; MCuSO4∙5,21H2O = 253,40 g/mol).

Proces rozpuszczania bezwodnego CuSO4 obserwujemy wzrost temperatury, jest to zatem proces egzotermiczny, więc entalpia tego procesu powinna przyjmować wartości ujemne, natomiast proces rozpuszczania hydratu CuSO4 jest endotermiczny, zatem zmiana entalpii musi być dodatnia.

Tabela 3. Obliczona entalpia procesów rozpuszczania bezwodnego i uwodnionego siarczanu(VI) miedzi(II).

Próbka

Masa [g] (±0,005g)

∆T [°C] (±0,1)

Q
[J∙g-1]

Liczba moli
soli

Q
[J∙mol-1]

Średnia ∆H
[kJ∙mol-1]

CuSO4 bezwodny

1

5,62

5,3

2199,5

0,035209

62470,5

-61,6

2

5,45

5,0

2075,0

0,034144

60772,8

3

5,93

5,5

2282,5

0,037151

61438,9

CuSO4 ∙ 5,21H2O

1

9,81

-1,0

-415,0

0,038713

-10719,8

11,9

2

10,15

-1,4

-581,0

0,040055

-14505,0

3

10,04

-1,0

-415,0

0,039621

-10474,2

Korzystając z równania 3 obliczamy zmianę entalpii podczas procesu hydratacji bezwodnego siarczanu(VI) miedzi(II):

∆Hx = ∆H1 + (-∆H2 ) = -73,5 kJ∙mol-1

Jest to proces egzotermiczny.

Doświadczenie nr 5: Porównanie entalpii spalania wybranych alkoholi.

Wstęp: Eksperyment pozwala na wyznaczenie entalpii spalania alkoholi i innych paliw ciekłych. Ze względu na konieczność pomiaru ciepła reakcji i strat z tym związanych nie zaleca się poszukiwania konkretnej wartości dla danego paliwa, a porównanie kilku paliw i wyznaczanie trendu zmian, np. ze względu na wzrost długości łańcucha węglowego. Przebieg spalania alkoholi przedstawia ogólne równanie:

CnH2n+1OH + (3n/2)O2 = nCO2 + (n+1)H2O (4)

Podobnie jak poprzednie eksperymenty doświadczenie to opiera się na pomiarze zmian temperatury. Również do tego pomiaru można skonstruować prosty kalorymetr.

Przykład budowy kalorymetru: Główną część kalorymetru można wykonać z pudełka po butach. W pudełku należy wyciąć dwa otwory: otwór przez który wprowadzane będzie ciepło płomienia palnika (rysunek nr 3, element nr 5), oraz drugi otwór tzw. „okienko” (rysunek nr 3, element nr 2) – otwór ten będzie służył do kontroli temperatury wewnątrz kalorymetru, w otwór należy wpasować i przykleić np.: połowę szalki Petriego. Ściany pudełka należy obłożyć folią aluminiową, poprawia to izolację oraz zabezpiecza kalorymetr przed zapaleniem.

Rysunek nr 3

Rysunek 3. Schemat budowy kalorymetru do wyznaczania entalpii spalania paliw ciekłych.

Sprzęt: termometr, waga, palnik alkoholowy, kalorymetr (wykonany wg. rysunku nr 3)

Odczynniki: wybrane alkohole np.: etanol, propan-1-ol, butan-1-ol.

Przykładowy opis wykonania: W kalorymetrze umieszczamy zlewkę zawierającą 200 g wody i mierzymy jej temperaturę. Palnik wypełniamy badanym paliwa. Prowadzimy ogrzewanie do około 75 °C. Masę zużytego alkoholu należy wyznaczyć ważąc palnik z alkoholem przed i po ogrzewaniu. Odległość między płomieniem palnika a otworem w pudełku należy dopasować tak, aby nie zapalić pudełka i jednocześnie zminimalizować straty ciepła. Uzyskane wartości najpierw przeliczamy na 1 g, a następnie na 1 mol paliwa.

Przykładowe wyniki. W tabeli nr 4 zebrano opracowane wyniki pomiarów.

Tabela 4. Wyniki zmian temperatury związane z procesami spalania badanych alkoholi i wyznaczone na tej podstawie ciepło spalania.

Alkohol

Masa zużytego alkoholu [g] (±0,0015)

Masa wody
[g] (±0,0005)

∆T
[°C] (±2)

Ciepło spalania
[J∙g-1]

Ciepło spalania
[J∙mol-1]

Średnie
ciepło spalania
[kJ∙mol-1]

Etanol

2,452

200,213

55

18772

865390

903

2,213

200,114

54

20411

940951

Propan-1-ol

1,924

200,323

55

23937

1438837

1486

1,803

199,965

55

25497

1532653

Butan-1-ol

1,779

200,311

55

25886

1919201

1962

1,705

200,529

55

27039

2004677

Na wykresie nr 3 można zaobserwować wzrost efektywności energetycznej paliw wraz ze wzrostem długości łańcucha węglowego.

Wykres nr 3

Wykres 3. Porównanie ciepła spalania wybranych alkoholi.

Podsumowanie

Przedstawione eksperymenty wykorzystują podstawowy sprzęt jakim jest termometr i waga laboratoryjna do pomiarów ilościowych. Eksperymenty te mogą być wykonywane samodzielnie przez uczniów. Ich wartość wzrośnie jeszcze bardziej, gdy nie podamy uczniom gotowego przepisu, a jedynie nakreślimy ideę pomiaru. Uczniowie samodzielnie powinni dopracować metodę, wybrać stężenia roztworów, ilości mieszanych cieczy oraz przygotować kalorymetry. Takie podejście jest zgodne z tak popularnym w ostatnim czasie nauczaniem przez odkrywanie (ang.: IBSE – Inquiry Based Science Education). Uczniowie mogą samodzielnie wybrać proces fizyczny lub chemiczny, którego efekt energetyczny chcieliby wyznaczyć, mogą do tego wykorzystać przedstawione techniki. Możemy pozwolić uczniom pobłądzić po świecie nauki, samemu zadać pytania i na nie odpowiedzieć. Dodatkowo daje nam to okazję wykazać dlaczego obliczenia chemiczne, których coraz to wyższe poziomy trudności uczniowie opanowują na kolejnych szczeblach edukacji, są tak istotne.

Literatura:

  1. John Green, Sadru Damji Chemistry 3rd Edition Textbook, IBID Press, 2007
  2. John Green, A Portfolio of Investigations for IB Chemistry, IBID Press, 2005
  3. Geoffrey Neuss Chemistry for the IB Diploma 2E, Oxford University Press, 2007
  4. Christopher Talbot Student Guide for Assessed Practical Work, IBID Press, 2006
  5. Chemistry Data Booklet for the first examinations 2010, Antony Rowe Ltd, Chippenham, Wiltshire, 2007

© 2015, www.ChemVlog.pl.

Share

Wyznaczanie kształtów cząsteczek w oparciu o teorię hybrydyzacji orbitali atomowych vs. teoria VSEPR

Share

Artykuł opublikowany w czasopiśmie Niedziałki w 2012 roku. Udostępniono za zgodą redakcji czasopisma.

Agnieszka Zaraska, Paweł Bernard Niedziałki 3/2012, s. 53-61

Wstęp

Kształt cząsteczki w istotny sposób wpływa na jej właściwości fizyczne. Zgodnie z podstawą programową z 2009 r. uczniowie gimnazjum powinni być w stanie opisać jedynie budowę cząsteczki wody i na tej podstawie opisać jej właściwości [1]. Natomiast w programie nauczania chemii na IV etapie edukacyjnym poziom rozszerzony, już w wymaganiach ogólnych czytamy: „Uczeń …, dostrzega zależność pomiędzy budową substancji a jej właściwościami fizycznymi i chemicznymi…”. W tym kontekście kluczowa wydaje się umiejętność określania kształtu cząsteczki, jednak niestety w podstawie programowej nie ujęto żadnej metody pozwalającej wyznaczyć kształty molekuł. W związku z tym, umiejętność zapisu wzorów strukturalnych nawet prostych molekuł jest związana z nauką pamięciową, a nie zrozumieniem tematu. Często określanie kształtu cząsteczek kojarzone jest z obliczeniami kwantowo-chemicznymi. Związane jest to z formą przedstawiania teorii dotyczącej określania kształtu cząsteczki w polskich podręcznikach. Teoria VSEPR (ang. Valence Shell Electron Pair Repulsion) pozwalająca określić kształt cząsteczki, zazwyczaj omawiana jest przy okazji przedstawiania teorii wiązań walencyjnych dla cząsteczek wieloatomowych w oparciu o orbitale zhybrydyzowane [2 – 6].

Teoria VSEPR a wyznaczanie typu hybrydyzacji

Najczęściej teoria VESPR jest utożsamiana ze wzorem pozwalającym wyliczyć liczbę orbitali zhybrydyzowanych i na tej podstawie wyznaczyć typ hybrydyzacji:

LH = σPW + WPE (1), [2]

gdzie:

LH – liczba hybryd (liczba orbitali zhybrydyzowanych),
σPW – liczba par elektronowych tworzących wiązanie (np. dla cząsteczki ABx, σPW = 2),
WPE – liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego, może być wyznaczona na podstawie wzoru Lewisa, lub:

WPE = ½ (a – x ∙ b) (2)

gdzie:

x – liczba atomów B w cząsteczce związku,
a – liczba elektronów walencyjnych atomu centralnego A,
b – liczba brakujących elektronów atomowi B do spełnienia reguły dubletu lub oktetu.

Na podstawie liczby hybryd określany jest typ hybrydyzacji. Do typu hybrydyzacji przypisuje się kształt figur geometrycznych, na których opisuje się rozkład orbitali. Uwzględniając liczbę wolnych par elektronowych określa się kształt cząsteczki. Przykładowo:

  • dla metanu:

LH = 4 + ½ (4 – 4 ∙ 1) = 4 – hybrydyzacja sp3, brak wolnych par elektronowych – kształt cząsteczki: tetraedr.

  • dla amoniaku:

LH = 3 + ½ (5 – 3 ∙ 1) = 4 – hybrydyzacja sp3, jedna wolna para elektronowa – kształt cząsteczki: piramida trygonalna.

Niestety teoria wiązań walencyjnych wraz z hybrydyzacją orbitali atomowych nie tłumaczą rozbieżności w kątach między wiązaniami dla cząsteczek opisanych na tej samej figurze geometrycznej, np.: metan: 109,5o, amoniak 107o. W tym miejscu autorzy zazwyczaj odwołują się do teorii VSEPR i w oparciu o niektórej z jej założeń tłumaczą wspomniane różnice. Tymczasem, teoria VSEPR jest teorią niezależną.

Wyznaczanie kształtu cząsteczki w oparciu o teorię VSEPR

Teoria VSEPR została opracowana w 1940 roku przez N.V. Sidgwicka i H.M. Powella [7], a jej rozwinięciem zajął się Ronald J. Gillespie [8, 9]. Teoria w ujęciu szkolnym może być przedstawiona w oparciu o trzy założenia:

  • pary elektronowe są traktowane, jako obszary o wysokiej gęstości elektronowej i są tak rozmieszczone wokół atomu centralnego, aby siły odpychania między parami były jak najmniejsze,
  • efekt odpychania dla niewiążących par elektronowych jest silniejszy niż dla par wiążących i zmienia się w kolejności:

para niewiążąca – para niewiążąca > para niewiążąca – para wiążąca > para wiążąca – para wiążąca

  • wiązania wielokrotne traktowane są jak jeden obszar o wysokiej gęstości elektronowej, a jego oddziaływanie może być traktowane tak, jak oddziaływanie wiązań pojedynczych [10]. W bardziej szczegółowych opracowaniach, oddziaływanie wiązań wielokrotnych jest uznawane za większe niż wiązań pojedynczych, a mniejsze niż wolnych par elektronowych [8].

Teoria VSEPR w ujęciu szkolnym może posłużyć do opisu cząsteczek, w których atom centralny jest pierwiastkiem bloku s lub p. W oparciu o wzór elektronowy, którego umiejętność tworzenia jest jednym z obowiązkowych elementów wedle obowiązującej podstawy programowej, uczniowie mogą wyznaczyć:

  • liczbę i krotność wiązań,
  • liczbę wolnych par elektronowych.

Suma liczby wiązań i wolnych par elektronowych, czyli suma obszarów o wysokiej gęstości elektronowej, determinują figurę geometryczną, na której opisany jest kształt cząsteczki. Przyjmuje się, że atom centralny znajduje się w centrum figury, a obszary w których znajdują się pary elektronowe skierowane są w naroża. W tabeli nr 1 przedstawiono zestawienie kształtów oraz kątów między wiązaniami. Podane wartości są prawdziwe jedynie dla związków, w których wstępują tylko oddziaływania typu: para wiążąca – para wiążąca.

Tabela nr 1. Kształty oraz kąty między wiązaniami dla prostych cząsteczek [11].

Liczba obszarów o wysokiej gęstości elektronowej

Figura geometryczna

Kształt

Kąt między
wiązaniami [o]

2

linia

image001

180

3

trójkąt

image002

120

4

tetraedr

image003

109,5

5

bipiramida
trygonalna

image004

120
i
90

6

oktaedr

image005

90

O kształcie cząsteczki decyduje również liczba niewiążących par elektronowych. Ponieważ oddziaływanie z niewiążącą parą elektronową jest silniejsze, kąty pomiędzy wiązaniami sąsiadującymi z wolną parą elektronową ulegają zmniejszeniu. W przypadku sąsiadujących kilku par niewiążących efekt ten ulega zwiększeniu. Najczęściej spotykane kształty przedstawiono w tabeli nr 2.

Tabela nr 2. Kształty i kąty cząsteczek z uwzględnieniem wolnych par elektronowych [11].

Liczba obszarów o wysokiej gęstości elektronowej

Ilość

Rozmieszczenie par elektronowych (przykłady)

Przewidywany kształt cząsteczki lub jonu
(kąt między wiązaniami)

wiązań

wolnych par elektronowych

2

2

0

image001
CO2, BeCl2

liniowy (180o)

3

3

0

image002
SO3, NO3, BF3

trójkąt płaski (120o)

3

2

1

image007
SO2, O3

cząsteczka kątowa
(<120o)

4

4

0

image008
CH4, H2SO4, ClO4, NH4+

tetraedr (109,5o)

4

3

1

image009
H3O+, NH3, PH3

piramida trygonalna
(<109,5o)

4

2

2

image010
H2O, OF2, H2S

kątowy
(<109,5o
– mniejszy niż w przypadku jednej pary niewiążącej)

5

5

0

image004
PF5

bipiramida trygonalna
(120o i 90o)

5

4

1

image012
SF4

nieregularny tetraedr
(<120o i <90o)

5

3

2

image013
ClF3, BrF3

kształt litery T
(<120o i <90o)

5

2

3

image014
XeF2, I3

liniowy
(180o)

6

6

0

image015
SF6

oktaedr
(90o)

6

5

1

image016
ClF5, BrF5

piramida kwadratowa
(<90o)

6

4

2

image017
XeF4

kwadrat płaski
(90o)

Poniżej przedstawiono kilka przykładów, pozwalających w prosty sposób określić kształt cząsteczki (jonu) oraz przybliżony kąt między wiązaniami.

A) Cząsteczka HCOOH

  1. Atomem centralny w cząsteczce jest atom węgla (C).
  2. Wzór elektronowy: image018
  3. Liczba obszarów o wysokiej gęstości elektronowej: 3
  4. Cząsteczka opisana jest na trójkącie równobocznym, kąt między wiązaniami: 120o
  5. Ze względu na brak niewiążących par elektronowych na atomie centralnym, cząsteczka HCOOH może być opisana jako trójkąt równoboczny.image019
  6. Jeśli uwzględnimy obecność wiązania wielokrotnego i związany z nim większy efekt odpychania, możemy stwierdzić, że kąt między wiązaniami jest inny niż 120o, a cząsteczka nie jest idealnym trójkątem równobocznym.

B) Jon HCOO

  1. Atomem centralny w cząsteczce jest atom węgla (C).
  2. Wzór elektronowy: image020
  3. Liczba obszarów o wysokiej gęstości elektronowej: 3 – kształt jonu opisany na trójkącie równobocznym.
  4. W jonie występuje delokalizacja wiązania π:
  5. Jeśli nie uwzględnimy większego odpychania związanego z obecnością wiązania π jon HCOO można opisać jako trójkąt równoboczny (kąt między wiązaniami: 120o).
  6. Jeśli uwzględnimy obecność zdelokalizowanego wiązania π, możemy stwierdzić, że kąt między wiązaniami jest inny niż 120o, a jon ma inny kształt niż opisana powyżej cząsteczka HCOOH.

C) Cząsteczka XeF4

  1. Atomem centralny w cząsteczce jest atom ksenonu (Xe).
  2. Wzór elektronowy (Uwaga, w przypadku tej cząsteczki nie obowiązuje reguła oktetu):image022
  3. Liczba obszarów o wysokiej gęstości elektronowej: 6 – cząsteczka opisana na oktaedrze (kąty między wiązaniami: 90o).
  4. Wzór elektronowy wskazuje na obecność dwóch niewiążących par elektronowych na atomie centralnym. Odczytany z tabeli 2 kształt cząsteczki: kwadrat płaski.image023
  5. Niewiążące pary elektronowe rozmieszczone są symetrycznie. Z tego powodu ich obecność nie ma wpływu na kąt między wiązaniami.

D) Jon I3

  1. Atomem centralny w cząsteczce jest atom jodu (I).
  2. Wzór elektronowy (Uwaga, w przypadku tej cząsteczki nie obowiązuje reguła oktetu):image024
  3. Liczba obszarów o wysokiej gęstości elektronowej: 5 – jon opisany na bipiramidzie trygonalnej (kąty między wiązaniami: 90o i 120o).
  4. Wzór elektronowy wskazuje na obecność trzech niewiążących par elektronowych na atomie centralnym. Odczytany z tabeli 2 kształt: cząsteczka liniowa.image025
  5. Podobnie jak w cząsteczce XeF4 niewiążące pary elektronowe rozmieszczone są symetrycznie. Z tego powodu ich obecność nie ma wpływu na kąt między wiązaniami.

E) Cząsteczka NH3

  1. Atomem centralny w cząsteczce jest atom azotu (N).
  2. Wzór elektronowy:image026
  3. Liczba obszarów o wysokiej gęstości elektronowej: 4 – cząsteczka opisana na tetraedrze (kąty między wiązaniami: 109,5o).
  4. Wzór elektronowy wskazuje na obecność jednej niewiążącej pary elektronowej na atomie centralnym. Odczytany z tabeli 2 kształt cząsteczki: piramida trygonalna.image027
  5. Obecność niewiążącej pary elektronowej na atomie centralnym powoduje zmniejszenie kąta między wiązaniami i deformację tetraedru (kąty ~ 107o).

Podsumowanie

W ujęciu szkolnym teoria VSEPR opiera się o trzy proste założenia, wzory elektronowe i tabele kształtów cząsteczek. Zrozumienie teorii i umiejętność przewidywania kształtów cząsteczek oraz kątów między wiązaniami nie powinna nastręczać uczniom szkół ponadgimnazjalnych większych trudności. Na tej podstawie uczniowie mogą wnioskować o polarności cząsteczki, rodzajach oddziaływań międzycząsteczkowych i właściwościach fizyczny substancji.

Należy jednak pamiętać, że przedstawione ujęcie jest znacznym uproszczeniem. Odpychanie pomiędzy obszarami o wysokiej gęstości elektronowej może być omyłkowo utożsamiane jedynie z oddziaływaniem elektrostatycznym. W tym wypadku bardziej dociekliwi uczniowie mogą zapytać, dlaczego pary elektronowe odpychają się wzajemnie, a elektrony będące w parze, posiadające przecież taki sam ładunek, nie. Fakt ten może być wytłumaczony na podstawie zakazu Pauliego i spinów elektronów. Również z tego powodu traktowanie wiązań wielokrotnych, jako jednego obszaru o jednolitej gęstości elektronowej jest daleko idącym uproszczeniem. Czytelników zainteresowanych tymi problemami odsyłamy do bardziej szczegółowej literatury [8,9].

Literatura

[1] Rozporządzenie Ministra Edukacji Narodowej z dnia 23 grudnia 2008 r. w sprawie podstawy programowej wychowania przedszkolnego oraz kształcenia ogólnego w poszczególnych typach szkół Dzienniku Ustaw z dnia 15 stycznia 2009 r. Nr 4, poz. 17.
[2] M. M. Poźniczek, Zofia Kluz, Wybieram Chemię, ZamKor, Kraków 2008.
[3] R. Hass, A. Mrzigod, J. Mrzigod, W. Sułkowski, Chemia, Nowa Era, Gdańsk 2008.
[4] A. Czerwiński, A. Czerwińska, M. Kamińska, Chemia, WSiP, Warszawa 2004.
[5] B. Kałuża, F. Kamińska, Chemia ogólna i nieorganiczna, Wydawnictwo Edukacyjne Zofii Dobkowskiej, Warszawa 2003.
[6] K. M. Pazdro, W. Danikiewicz, Chemia, Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, Warszawa 2009.
[7] N. V. Sidgwick, H. M. Powell, Stereochemical Types and Valency Groups, Proc. Roy. Soc. A, 176, 153-180 (1940).
[8] R. Gillespie, J. Chem. Educ. 81, 298, 2004.
[9] R. Gillespie, I. Hartgittai, The VSEPR Model of Molecular Geometry, Allyn and Bacon: Boston 1991.
[10] L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna cząsteczki, materia, reakcje. PWN, Warszawa 2006.
[11] J. Green, S. Damji, Chemistry 3rd ed., IBID Press 2007.

© 2014 – 2015, www.ChemVlog.pl.

Share