Termo calorimetria (2)

8/3/2019 Termo calorimetria (2)

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Introducción.

Investigas las formas en que el calor se libera en las reacciones químicas es una

parte importante de la termodinámica.

De estas investigaciones se desprenden diferentes conceptos y ecuaciones que nosdan una forma de comportamiento de las reacciones químicas.

Ejemplo de lo anterior es La capacidad calorífica a presión constante, CP, que se

define como la relación entre el calor producido o absorbido, (QP), y la variación de

temperatura, T = Tfinal

-Tinicial

:

QP

= H

Esta capacidad calorífica al dividirla por la cantidad de gramos y aparte por la

cantidad de moles nos da la siguiente expresión:

Masa Moles

Lo anterior nos permite calcular el calor específico (la cantidad de calor que hay quesuministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico paraelevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius)) o la capacidad caloríficamolar (la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de mol de unasustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius)).

Otro concepto de termodinámica veremos en este informe es la ley de Hess, la cualestablece lo siguiente: ³si una serie de reactivos reaccionan para dar una seriede productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si lareacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas´. Esta ley se utiliza para deducir elcambio de entalpía (cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con suentorno) en una reacción H. También se puede escribir esta reacción como un paso

intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios deentalpía de la reacción global y de otros pasos.

Sabiendo que el H es:

T

H

T

QCp

p!!

T m

Q

m

C C

(!!

T n

Q

n

C C

(!!



Dependiendo de cómo nos dé el H (positivo o negativo), las reacciones deformación tenderán a ser endotérmicas o exotérmicas.

La entalpia puede ser:

H = - « Reacción exotérmica (librera energía)

H = +« Reacción endotérmica (absorbe energía).

Objetivos

- Estudiar procesos físicos y químicos en los cuales se producen cambios

térmicos. - Verificar la ley de Hess.

Materiales

- Calorímetro adiabático,- Termómetro

- Vasos precipitados- Mechero,- Trípode con rejilla

- Hielo- Sólidos: NaOH, CuSO4, NH4NO3

- Soluciones acuosas: CuSO4 0,5 M, NaOH 1 M, HCl 1 M- .Balanza

- Baño termostatizado.

Calorímetro



Método

Determinación de la constante del calorímetro

Se masó el vaso precipitado antes y después de medir una cantidad aproximada a 30mL aproximados de agua. Luego se calentó hasta unos 60 ºC aproximados y setraspasó el agua al calorímetro, donde se le adicionó otros 30 mL aproximados deagua al vaso precipitado y se midió nuevamente su masa de agua a adicionar alcalorímetro, para luego medir la temperatura final.

Determinación del calor de fusión del hielo

Se reguló la temperatura del calorímetro usando agua destilada. Siguiente se ubicóun vaso precipitado sobre la balanza y se comenzó a añadir agua hasta llegar a unacantidad cercana a los 60 mL, donde se anotó la temperatura y la masa de agua.Luego se añadió hielo, y se agitó hasta que pase a la fase líquida, donde se volvió

tomar la temperatura y la masa al volver a pasar el agua del calorímetro al vasoprecipitado.

Determinación del calor de disolución de una sustancia

Se agregó 50 mL aproximados al vaso precipitado ya masado y se determinó la masa

y temperatura del agua, siguiente se masó medio gramo de hidróxido de sodio. Se

añadió al calorímetro junto al agua y se tapó para revolver mientras se disuelve el

hidróxido de sodio. Una vez se disolvió todo se midió la temperatura.

Luego se lavó el calorímetro y los instrumentos con agua destilada y se repitió el

proceso con 1 g de cloruro de sodio y 1,5 g de sulfato de amonio

Determinación del calor de precipitación

Se masó dos vasos precipitados, luego se les ubicó sobre la balanza y se añadió25 mL de sulfato de cobre e hidróxido de sodio midiendo las masas de cada reactivo. A continuación se les introdujo en el baño termostatizado y se les midió latemperatura. Siguiente se les agregó al calorímetro y se tomó la temperatura una vezprecipitara el hidróxido de cobre.

Determinación del calor de neutralización

Se masó dos vasos precipitados, luego se les ubicó sobre la balanza y se añadió25 mL de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio midiendo las masas de cada reactivo. A continuación se les introdujo en el baño termostatizado y se les midió latemperatura. Siguiente se les agregó al calorímetro y se tomó la temperatura una vezse estabilizara la reacción



V erificación de la ley de Hess

Se masó un vaso precipitado, luego se le añadió ácido clorhídrico y se le ubicódentro del baño termostatizado. Allí se le midió la temperatura y siguiente se letraspaso al calorímetro, a continuación se agrego un gramo de hidróxido de sodio, seagitó y se midió la temperatura.

Resultados

Tabla 1 Resultados de los ensayos realizados en el laboratorio

Determinación de la constante del calorímetro

26,75 g * 4,18 J/ºC * (24 ± 60)ºC + K (24 ± 60)ºC = - (71,62 g * 4,18 J/ºC * (24 ± 42)ºC + K (24

± 42)ºC )

-4025,34 J -36K = 5388,68 + 18K

K = -174,33 J

Durante todas las experiencias las medidas deben realizarse con un volumen de

líquido constante ya que, si este varía, cambiará la constante del calorímetro, ya que la

masa de agua variara y esto cambiara el resultado de la ecuación de obtención de la

constante de calorímetro.

Tipo de reacción: Reacción exotérmica

Determinación del calor de fusión del hielo

mhielo = 61,14 ± 60,32 = 0,82 g

De tal manera:

Q = 0,82 g * 4,18 J/ºC * (26ºC ± 25ºC) = 3,43 J

Que sería el calor suficiente para que los 0,84 gramos de hielo pasen de estado sólido

a líquido.

3.43 J / 0.0455 mol = 75.38 J/mol.

Tipo de reacción: Reacción endotérmica

Determinaciones Ta (ºC) T1 (ºC) T2 (ºC) T3 (ºC) Tf (ºC) m1 (g) m2(g)

De la constante del calorímetro 24 60 42 42 26,75 (H2O) 71,62 (H2O)

Del calor de fusión de hielo 24 26 25 25 60,32 (H2O) 61,14 (H2O)

Del calor de disolución de una sustancia 24 26 24 29

Del calor de precipitación 24 27 (CuSO4) 26 (NaOH) 29 26,99 (NaOH) 21,2 (CuSO4)

Del calor de neutralización 24 24 26 31 24,39 (NaOH) 25,24 (HCl)

De la ley de Hess 24 25 26 30



Determinación del calor de disolución de una sustancia

Disolución de NaOH

m1 = 46,15 g H2O

0,49 g / 40 g mol-1

= 0,0122 mol NaOH

Hdis = (26ºC ± 24ºC) * 4,18 J/ºC * (0,0122 mol)-1 = 685.25 J/mol


Disolución de NaCl

m2 = 48,15 g H2O

1,1 g / 58,5 g mol-1

= 0,019 mol NaCl

Hdis = (24ºC ± 24ºC) * 4,18 J/ºC * (0,019 mol)-1

= 0 J/mol

Tipo de reacción: neutra

Disolución de NH4NO3

m3 = 47,55 g H2O

1,52 g / 80 g mol-1

= 0,019 mol NH4NO3

Hdis = (29ºC ± 24ºC) * 4,18 J/ºC * (0,019 mol)-1 = 1100 J/mol

Determinación del calor de precipitación

A partir de la reacción de hidróxido de sodio y sulfato de cobre precipitarán 0,025

moles de hidróxido de cobre.

H = (29ºC ± 26ºC) * 4,18 J/ºC * (0,025 mol)-1 = 501,6 J/mol.


Determinación del calor de neutralización

Calor especifico utilizado = 4.18 J/mol

Masas: 24,39g (NaOH), 25,24 (HCl).

Q neutralización = (31ºC ± 26ºC) * 4,18 J/ºC * (0,025 mol)-1

= 836 J/mol




V erificación de la ley de Hess

H = (30ºC ± 26ºC) * 4,18 J/ºC * (0,025 mol)-1

= 668,8 J/mol

Formación de enlaces:

H-Cl = 431.9 KJ/mol

Na-O = 200 KJ/molO-H = 463 KJ/molNa-Cl = 787 KJ/mol

Ecuación de formación:

HCl (ac)+ NaOH(s) NaCl (ac) + H2O (l)

431.9 KJ/mol+ 663 KJ/mol -787 KJ/mol + - 2 (463 KJ/mol)

H NaCl = -618.1 KJ/mol

Ecuación de formación:

H+ + Cl- HCl H= -431.9 KJ/mol

OH-+ Na

+NaOH H= -663 KJ/mol

Na+

+ Cl-

NaCl H= -787 KJ/mol

H2 + ½ O2 H2O H= -926 KJ/mol

Aplicando ley de Hess:

HCl H+

+ Cl-

H= +431.9 KJ/mol

NaOH OH- + Na+ H= +663 KJ/mol

Na+

+ Cl-

NaCl H= -787 KJ/mol

H2 + ½ O2 H2O H= -926 KJ/molHCl (ac)+ NaOH(s) NaCl (ac) + H2O (l) H f = -681.1 KJ/mol


P osibles fuentes de error

Obviando el intrínseco de los instrumentos.

Manipulación: Cuando se utilizó el calorímetro o el termómetro pudo haber errores, ya sea que se cerr ó tarde el calorímetro mientr as ocurría la reacción ose hizo lectur as de una misma muestr a en distintas f ases por distintos miembros del grupo de tr abajo, de tal maner a var ia la diferencia de temper atur a, dado que la lectur a depende de cada per sona.



Discusiones

Según el concepto de calor especifico y capacidad calorífica molar los cuales son lascantidades de calor que hay que suministrar a la unidad de masa o mol de unasustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). Nosotros

lo que calculamos en cada caso fue eso precisamente, a excepción del últimoprocedimiento que involucraba la ley de Hess, ya que en ese procedimiento a parte decalcular la capacidad calorífica molar se procedió a ver si esta abalaba a la ley deHess.

Cabe destacar que la ley de Hess indica si se está liberando energía o se absorbeenergía en un sistema, por lo que sus resultados son negativos o positivos,dependiendo si las reacciones son exotérmicas o endotérmicas respectivamente.

En el caso de la formación de NaCl a partir de HCl y NaOH la entalpia teórica de lareacción fue de -618.1 KJ/mol, resultado muy de acuerdo con la realidad ya que estaes una reacción que libera calor. En cambio su capacidad calórica (sacada a partir de25 ml de la reacción) fue de

668,8 J/mol. Si uno analiza estos dos resultados se puede dar cuenta que ambos sonmuy similares a excepción de las unidades y los signos. Ahora ¿que nos quieren decir estos dos resultados? Precisamente que la ley de Hess se cumple en el procedimientoque hicimos en el laboratorio, porque primero el resultado teórico nos dice que selibera la cantidad de 618.1 KJ/mol en una reacción formación estándar de NaCl y espor eso que el sistema queda con una entalpia negativa y por otro lado el resultadoexperimental nos dice que para volver a calentar esa solución hay que aplicarle unaenergía de aproximadamente 668,8 J/mol por cada gramo de sustancia de NaCl quees la energía que se libero dejando al sistema con una entalpia negativa.

CONCLUSIONES

Los ensayos fueron realizados con éxito y se pudieron obtener resultadoscoherentes con el procedimiento realizado.

Se conocieron y aprendieron los procesos físico-químicos en los que se dan lugar los cambios térmicos.

Se aprendió el método de determinación de contantes físicas de los instrumentosutilizados en las reacciones de calorimetría (calorímetro).



Bibliografía

1) http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_4.pdf

2) http://www.fisicanet.com.ar/quimica/compuestos/ap01_reacciones_quimicas.php



CALORIMETRIA Y TERMOQ UIMICA

Alumnos: Esteban González

Ignacio Alegría

Daniel Valenzuela

Carrera: TUAQF

Profesor: Juan Ortiz

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