Lab2.Docx QUIMICA (2)

UNIDAD EDUCATIVA BILINGÜE NUEVO MUNDO

LABORATORIO DE QUÌMICA

CURSO: III BACHILLERATO PRÁCTICA Nº 1

DOCENTE: César Serrano FECHA: Julio 30,2014

ESTUDIANTE: Natalia Portilla, María del Carmen Palacios

Tema: Cálculo de variación de entalpía

Planteamiento del problema: ¿En qué medida varía la entalpía y la liberación de hidrógeno

que se produce en la reacción de distintas cantidades de hierro en polvo (Fe) (0.1± 0.1gr, 0.3±

0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr) con agua destilada (H2O) (4.0±0.2mL) sometido al

calor al producir óxido ferroso durante 2.0±0.2min?

Objetivo: Identificar la variación de entalpía y la liberación de hidrógeno que se produce en

la reacción de hierro en polvo (Fe)(0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr)

con agua (H2O)(4.0±0.2mL) sometido al calor, al producir óxido ferroso durante

2.0±0.2min.

Variables

Independientes

Distintas cantidades de Hierro (Fe): 0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr,

0.9± 0.1gr

Cantidad de Agua destilada(H2O): 4.00±0.2mL

Dependiente

Temperatura inicial

Temperatura final

Hidrógeno desprendido

Controlada

Duración de la solución en presencia de calor (2.0±0.2min)

MÉTODO DE CONTROL DE VARIABLES:

Las distintas cantidades de gramos de hierro en polvo: 0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr,

0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr serán pesadas en una balanza digital ±0.1gr., la cual tiene que será

tarada antes de su uso. Del mismo modo, para obtener la cantidad adecuada de agua destilada

(4ml±0.2ml) esta será medida en un probeta para después verterla en con el hierro y producir

la reacción química. Ambas sustancias se dejaran caer en el kitasato y serán expuestas al

calor. Se controlará el tiempo de la reacción durante 2.0±0.25min.Se identificará y medirá la

cantidad de hidrógeno desprendido, tomando una fotografía de la probeta conectada al

kitasato, para una determinación más exacta de los valores. Por otro lado utilizando la

fórmula de la entalpia se identificará la variación de la misma,

adicionalmente se necesitan las temperaturas de la reacción en un inicio y al final.

OPERACIONES PARA EL CÁLCULO DE ENTALPÍA:

Con 0.1±0.1gr:

74.0 – 26.0 = 48.0

74.0 – 28.0 = 46.0

77.5 – 29.0 = 48.5

76.5 – 31.0 = 45.5

78.0 – 31.0 = 47.0

Con 0.3 ±0.1gr:

73.0 – 25.0 = 48.0

75.0 – 29.0 = 46.0

73.0 – 29.0 = 44.0

72.0 – 30.0 = 42.0

77.0 – 25.0 = 52.0

Con 0.5±0.1gr:

75.0 – 27.0 = 48.0

75.0 – 27.0 = 48.0

75.0 – 25.0 = 50.0

78.0 – 28.0 = 50.0

82.0 – 29.0 = 53.0

Con 0.7 ±0.1gr:

63.0 – 26.0 = 37.0

78.0 – 26.0 = 52.0

79.0 – 27.0 = 52.0

75.0 – 28.0 = 47.0

80.0 – 28.0 = 52.0

Con 0.9 ±0.1gr:

65.0 – 23.0 = 42.0

74.0 – 27.5 = 46.5

72.0 – 28.0 = 44.0

71.0 – 27.0 = 44.0

69.0 – 28.0 = 41.0

ECUACIÓN QUÍMICA DE LA REACCIÓN:

Fe + H2O ---- FeO + H2O

MARCO TEÓRICO:

La entalpía “es una propiedad extensiva (depende de la cantidad de materia presente) que se

puede emplear para obtener el calor absorbido o desprendido por una reacción química.”.

(Pozuelo, 2008). Esto quiere decir que todo tipo de reacción que sufre una variación de

temperatura está empleando un calor de reacción o entalpía ya que se realiza un intercambio

de energía con su entorno, ya sea que la pierda o a la absorba. Lo seguro es que la energía

nunca se elimina, ni se crea, sólo se transforma, como lo dice (EcuRed, s.f.). Por otra parte,

hay varios tipos de entalpía; según (quimicapura123, 2005) los más importantes son “entalpía

de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía

de enlace, entre otros”. De aquí se utilizará el concepto de entalpía de reacción o calor de

reacción que es “el calor absorbido o desprendido en dicha reacción química cuando ésta

transcurre a presión constante”. (S.a., 2013). Por lo que se puede deducir que la entalpía de

una reacción, también se puede medir por variación de temperatura de una solución con

respecto a su entorno. Para ello es necesario aplicar la siguiente ecuación:

. (Wikipedia, 2014). De acuerdo a (ITESCAM, 2014) con

respecto a la entalpía existen dos procesos: los endotérmicos, cuando se absorbe energía; y

los exotérmicos, cuando la energía se libera. Asimismo, el hidrógeno que se desprende de una

reacción demuestra el rol de la variación de energía o calor de reacción, para transformar la

solución; como lo expone (sites.google.com., s.f.) que “para romper 1 mol de enlaces de la

molécula de hidrógeno H2 se necesitan 436 KJ.”. Finalmente, (química.es, 2013) expone que

“la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al

sistema en cuestión.”. Por consiguiente, la entalpía es la diferencia entre la temperatura final

y la inicial de una reacción química.

MEDIDAS DE SEGURIDAD:

Asegurarse de utilizar el mandil correspondiente para trabajar en el laboratorio.

Colocarse mascarilla y gafas con el fin de prevenir cualquier contacto de las

sustancias con el rostro y los ojos.

Utilizar guantes térmicos cuando se va a exponer la mezcla ante el fuego, para evitar

quemaduras.

Utilizar guantes para proteger las manos y no contaminar los materiales. Asimismo,

para evitar el contacto directo con las distintas sustancias.

Manipular de manera correcta los materiales del laboratorio para evitar su daño

Eliminar constantemente los desechos, identificando si deberán verterse por el drenaje

o depositarse en tachos de basura, para conservar el ambiente de trabajo ordenado y

libre de impurezas.

Antes de eliminar los restos de sustancias líquidas por el drenaje, se deberá primero

mezclarla con agua con el fin de diluirlas y disminuir su concentración (el ácido

clorhídrico en especial, pues es una sustancia corrosiva).

Al finalizar el experimento limpiar los instrumentos para conservarlos en buen estado

y guardar la balanza.

Desinfectar las manos.

MATERIALES:

1 probeta (250.0±0.2ml).

1 probeta (10.0±0.2ml).

1 manguera de hule (30.0±0.1cm).

1 kitasato (250.0ml±0.2ml).

1 soporte universal

1 Balanza digital ±0.1 g.

1 vaso de precipitación (500.0±0.2ml).

1 cronómetro ±0.25min.

2 pares de guantes térmicos

2 mandiles

2 pares de gafas

1 caja de fósforos

1 cámara fotográfica

1 Cuaderno

1 Pluma

1 embudo de vástago largo

1 espátula

1 agitador

1 Mechero

1 Tela metálica con asbesto

1 vidrio de reloj

1 termómetro

Plastilina

1 tapón

2 pinzas

3 dobles nueces

1 anillo de fierro

SUSTANCIAS:

Hierro en polvo (Fe) (0.1±0.1gr), (0.3±0.1gr), (0.5±0.1gr), (0.7±0.1gr), (0.9±0.1gr)

Agua destilada (H2O) (4.0ml±0.2ml)

MÉTODO DE RECOLECCIÓN DE DATOS:

1. Utilizar el equipo de protección adecuado para prácticas de laboratorio:

a) Colocarse el mandil.

b) Ponerse los guantes.

c) Colocarse las gafas para proteger los ojos.

2. Armar el equipo de trabajo:

a) Llevar todos los materiales y sustancias al lugar de trabajo asignado en el laboratorio.

b) Armar el soporte universal

c) Verificar que las probetas se encuentren secas para evitar errores de medición.

d) Controlar que el termómetro esté limpio y seco.

e) Cuidar que el cronómetro este en 0.

f) Calibrar la balanza.

3. Pesar la cantidad de hierro en polvo dependiendo el ensayo: la primera es (0.1±0.1gr)

4. Insertar la cantidad de hierro en polvo en el kitasato ubicado en el soporte universal.

5. En una probeta medir la cantidad necesaria de agua destilada (4.0±0.2ml).

6. Verter el agua destilada dentro del kitasato que contiene el hierro en polvo.

7. Con el termómetro medir la temperatura inicial del óxido ferroso:

a) Controlar el tiempo de medición (2.0±0.25min) utilizando un cronómetro (± 0.25min)

8. Cerrar el orificio del kitasato con un tapón para evitar el desprendimiento de hidrógeno.

a) Rodear con plastilina el espacio entre el tapón y el kitasato

9. Exponer el kitasato con el óxido ferroso al calor utilizando un mechero.

a) Controlar el tiempo expuesto al calor 2.0±0.25min) utilizando un cronómetro (±

0.25min)

10. Medir la cantidad de hidrógeno desprendido en la reacción:

a) Tomar una fotografía de la probeta.

b) Girar la fotografía para identificar la medida de la cantidad exacta de hidrógeno

desprendido.

11. Apagar el mechero y destapar el kitasato para medir la temperatura final del óxido ferroso

con el termómetro.

a) Controlar el tiempo durante (2.0±0.25min) utilizando un cronómetro (± 0.25min) para

identificar el valor de la temperatura final.

12. Anotar los resultados de la temperatura inicial, final e hidrógeno desprendido en las tablas

para compararlos luego.

13. Repetir los pasos desde el 3 al 11 del método de obtención de datos, cinco veces con la

primera concentración de hierro (0.1±0.1gr); y después con las demás cantidades de hierro en

polvo: (0.3±0.1gr), (0.5±0.1gr), (0.7±0.1gr), (0.9±0.1gr). En total 25 repeticiones.

14. Con los datos obtenidos calcular la variación de entalpía de cada ensayo.

Gráfico #1: Esquema del Proyecto:

Foto #1: Materiales del Laboratorio

1. Kitasato

2. Soportes universales

3. Balanza eléctrica

4. Guantes térmicos

5. Mechero

6. Caja de fósforos

7. Manguera de hule

8. Probeta (250.0±0.2 ml)

9. Vaso de precipitación (500.0±0.2 ml)

10. Embudo de vástago largo

11. Espátula

12. Agitador

13. Cronómetro ±0.25 mn.

14. Vidrio de reloj

15. Probeta (10.0±0.2 ml)

16. Termómetro

17. Plastilina

18. 1 Tela metálica con asbesto

19. Tapón

20. Pinzas

21. Anillo de fierro

22. Dobles nueces

Foto #2: Sustancias

1. Agua destilada

2. Hierro en polvo(Fe)

Gráfico#2: Distintas concentraciones de hierro en polvo para la formación de óxido ferroso (0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr)

Foto #1: Ensayo con (0.1± 0.1gr) de hierro en polvo

Tomado por: María del Carmen Palacios

Compuesto de óxido férrico hecho con 0.1± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua

destilada en soporte universal lista después de haber sido ser expuesta al calor y

Haber controlado temperatura inicial y final así como hidrogeno desprendido.





















RECOLECCIÓN Y PROCESAMIENTO DE DATOS:

Tabla #1: temperatura inicial y final de la solución de óxido ferroso formada por 0.1±

0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2ml de agua destilada, antes y después de su exposición

al calor.

# De Ensayo

Temperatura Inicial ºC

Temperatura Final ºC

Entalpía (H∆) ºC

1 26.0 74.0 48.0

2 28.0 74.0 46.0

3 29.0 77.0 48.0

4 31.0 76.0 45.0

5 31.0 78.0 47.0

29.0 75.8 46.8



al calor.

# De Ensayo




1 25.0 73.0 48.0

2 29.0 75.0 46.0

3 29.0 73.0 44.0

4 30.0 72.0 42.0

5 25.0 77.0 52.0

27.6 74.0 46.4



al calor.

# De Ensayo




1 27.0 75.0 48.0

2 27.0 75.0 48.0

3 25.0 75.0 50.0

4 28.0 78.0 50.0

5 29.0 80.0 51.0

27.2 76.6 49.4



al calor.

# De Ensayo




1 26.0 60.0 34.0

2 26.0 78.0 52.0

3 27.0 79.0 52.0

4 28.0 75.0 47.0

5 28.0 80.0 52.0

27.0 74.4 47.4



al calor.

# De Ensayo




1 23.0 70.0 47.0

2 27.5 74.0 46.5

3 28.0 72.0 44.0

4 27.0 71.0 44.0

5 28.0 69.0 41.0

26.7 71.2 44.5

Tabla #6: cantidad de hidrógeno desprendido de la exposición del óxido ferroso al calor

utilizando 0.1± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0±0.2ml de agua destilada

# DE ENSAYO HIDRÓGENO DESPRENDIDO ± 0.2ml

1 170.0

2 140.0

3 140.0

4 152.0

5 150.0

150.4




1 100.0

2 110.0

3 160.0

4 120.0

5 150.0

128.0




1 180.0

2 200.0

3 160.0

4 145.0

5 145.0

166.0




1 60.0

2 120.0

3 140.0

4 150.0

5 180.0

130.0

Tabla #10: cantidad de hidrógeno desprendido de la exposición del óxido ferroso al

calor utilizando 0.9± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0±0.2ml de agua destilada


1 70.0

2 110.0

3 110.0

4 100.0

5 80.0

94.0

Gráfico #3

0.1 0.3 0.5 0.7 0.942

43

44

45

46

47

48

49

50

46.846.4

49.4

47.4

44.5

Variación de la entalpía del óxido ferroso formado con distintas cantidades de hierro en polvo(0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr) y 4.0±

0.2mL de agua destilada

Variación de EntalpíaLinear (Variación de Entalpía)

Concentración del hierro en polvo en óxido ferroso

Enta

lpía

En este gráfico se puede analizar como existe un descenso de la entalpía cuando la cantidad

de hierro que conforma el óxido ferroso pasa de 0.1± 0.1gr a 0.3± 0.1gr. Sin embargo esta

entalpía asciende de 0.3± 0.1gr a 0.5 ± 0.1gr, para luego descender cada vez más conforme

las siguientes concentraciones aumentan.

Gráfico #4

0.1 0.3 0.5 0.7 0.90

20406080

100120140160180

150.4128

166

130

94

Cantidad de hidrógeno desprendido al exponer al calor óxido ferroso con (0.1± 0.1gr), (0.3± 0.1gr), (0.5± 0.1gr), (0.7± 0.1gr), (0.9± 0.1gr) de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua destilada

Variación de Hidrógeno desprendidoLinear (Variación de Hidrógeno desprendido)

Concentración del hierro en polvo en óxido ferroso

Hidr

ógen

o de

spre

ndid

o

En este gráfico se puede analizar como la cantidad de hidrógeno desprendido desciende a

medida que la cantidad de hierro aumenta. No obstante con una excepción de la

concentración de 0.3±0.1gr a 0.5±0.1gr ya que en este rango el hidrógeno desprendido es

mayor.

CONCLUSIÓN

Luego de haber analizado los datos se puede concluir que la entalpía de la reacción de oxido

ferroso al ser sometida al calor, varía considerablemente con las distintas concentraciones de

hierro en polvo. El promedio del calor de reacción disminuye de 46.8 a 46.4 H∆ entre las

soluciones con 0.1± 0.1gr y 0.3± 0.1gr de hierro en polvo, respectivamente. Por otro lado, la

entalpía aumenta de 46.4 a 49.4 H∆ entre las reacciones con 0.3± 0.1gr y 0.5± 0.1gr de hierro

en polvo. Finalmente, la entalpía toma un descenso proporcional entre las soluciones con

0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr y 0.9± 0.1gr de hierro en polvo. De igual manera, el desprendimiento

de hidrógeno como producto de residuo, concuerda con la variación de la entalpía. En el

primer tramo (de 0.1± 0.1gr y 0.3± 0.1gr de hierro en polvo), el hidrógeno liberado

disminuye de 150.4 a 128.0 ±0.2 ml, al igual que el calor de reacción tuvo un descenso. Por

el contrario, la cantidad de hidrógeno que se pierde aumenta de 128.0 a 166.0 ±0.2 ml en el

siguiente tramo (de 0.3± 0.1gr a 0.5± 0.1gr de hierro en polvo), de la misma manera que

aumentó la entalpía. Por último la producción de hidrógeno mantiene la tendencia en declive

en las reacciones con soluciones de 0.5± 0.1gr a 0.9± 0.1gr de hierro en polvo, de igual forma

que disminuyó el calor de reacción. De aquí se puede tomar en cuenta lo que dijo

(sites.google.com., s.f.) que “para romper 1 mol de enlaces de la molécula de hidrógeno H2

se necesitan 436 KJ.”, para poder afirmar que a medida que aumente o disminuya la entalpía,

lo hará la cantidad de hidrógeno producido. El calor de reacción, al ser un valor numérico

(química.es, 2013), y la cantidad de energía que se aporta a un sistema, es evidente que su

cantidad influirá directamente en los productos de una reacción. Para culminar se puede

asegurar que en todas las reacciones con las soluciones de distintas cantidades de hierro en

polvo, se produjeron reacciones endotérmicas ya que la temperatura del sistema aumentó; y

en referencia a lo que dice (ITESCAM, 2014) los procesos endotérmicos, involucran la

absorción energía.

EVALUACIÓN

Los materiales se utilizaron de forma correcta a lo largo de todo el laboratorio. De igual

manera, se midió las distintas cantidades de hidrógeno, y las diferentes temperaturas iniciales

y finales de cada ensayo, con mucha precaución. Con respecto a la probeta de 250.0±0.2 ml,

se verificó constantemente que esta estuviera limpia antes de cada ensayo, con el fin de que la

medición del hidrógeno liberado sea lo más exacta posible. Similarmente, se tomó en cuenta

que el termómetro debía tocar únicamente la solución de óxido de hierro y no la base del

kitasato. También, se consideró que al momento de culminar los 2.0±0.25 min en la solución

era sometida al calor, se debe primero medir la cantidad de hidrógeno liberada, antes de

quitar el tapón del kitasato y apagar el mechero, puesto que la presión dejaría de ser constante

y la probeta se llenaría de agua. Para finalizar, como propuesta de mejora se podría buscar un

tapón que tenga dos orificios: uno para el termómetro y otro para una bureta que contenga el

agua destilada, para así poder agilizar y facilitar los procedimientos; además de que la

temperatura medida sería más exacta.

REFERENCIAS:

CHEMIE.DE. (2013). Entalpía. www.quimica.es. Obtenido de:

<http://www.quimica.es/enciclopedia/Entalp%C3%ADa.html>

Pozuelo, J. (2014). Tema 5. Cinética química, termodinámica y equilibrio (II). ocw.uc3m.es.

Obtenido de: <http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material-

de-clase/tema-5.-cinetica-quimica-termodinamica-y-equilibrio-ii>

quimicapura123. (2005, Marzo, 16). Entalpía. Monografías.com. Obtenido de:

<http://www.monografias.com/trabajos17/calorimetria/calorimetria.shtml>

Quimitube. (2013). Teoría 9 Termoquímica: Definición de entalpía de reacción estándar.

Reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas. Diagramas entálpicos.

www.quimitube.com. Obtenido de: <http://www.quimitube.com/videos/definicion-de-

entalpia-de-reaccion-endotermica-y-exotermica>

S.a. (s.f.). Entalpías en reacciones especiales. sites.google.com. Obtenido de:

<https://sites.google.com/site/quimica2palacios/home/termoquimica-1/primer-

principio-de-la-termodinamica/entalpia/entalpias-en-reacciones-especiales>

S.a. (2014). Ley de conservación de la energía. EcuRed: Conocimiento con todos y para

todos. Obtenido de: <http://www.ecured.cu/index.php/Ley_de_conservaci

%C3%B3n_de_la_energ%C3%ADa>

S.a. (s.f.). Segunda y tercera ley de la termodinámica: Procesos endotérmicos y exotérmicos.

www.itescam.edu.mx. Obtenido de:

<http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r74435.PDF>

Wikipedia. (2014). Entalpía. Wikipedia: La enciclopedia libre. Obtenido de:

<http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa>

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