UNMSMFACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICALABORATORIO DE FISICOQUIMICA I“TERMOQUIMICA”

PROF. ANIBAL FIGUEROA T.INTEGRANTES: RAMOS PUÑO, BRIAN KENYI 14070153 YARO BALTAZAR, JOSUE 14070054 BLANCO ESPINOZA ANDERSON 14070123FECHA DE PRACTICA: 06/10/15FECHA DE ENTREGA: 13/10/15TURNO: JUEVES 8-11AMGRUPO: E-F

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INDICEI) INTRODUCCION………………………………………………3II) RESUMEN……………………………………………………….4III) PRINCIPIOS TEORICOS…………………………………….5IV) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL………………….8V) TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS……….10VI) CALCULOS Y EJEMPLOS DE CALCULOS……………12VII) DISCUSIÓN DE RESULTADOS…………………………..16VIII) CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES………….17IX) APENDICE- CUESTIONARIOS………………………………………….18- HOJA DE DATOS……………………………………………- OTROS…………………………………………………………20X) BIBLIOGRAFIA………………………………………………….212

INTRODUCCION

El siguiente informe tiene como objetivo la determinación del cambio térmico que acompaña a las reacciones químicas, para ello utilizaremos la titulación o neutralización entre soluciones de NaOH(ac) y HCl(ac). El método experimental es adiabático ya que el calorímetro (termo) está construido de tal forma que funciona tan próximo a la temperatura ambiente que las pérdidas o ganancias de calor del ambiente son pequeñas.Para la determinación experimental de la capacidad calorífica utilizaremos calorímetro que es un aparato para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos. Como en todos los experimentos calorímetros se han de conocer la capacidad calorífica del sistema calorímetro, del propio

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calorímetro y de la disolución. En este experimento se ha determinado la capacidad calorífica introduciendo dentro del sistema una cantidad medida de agua fría a una temperatura conocida y una cantidad igual de agua caliente.Después de realizar los cálculos y teniendo en cuenta los valores teóricos de las sustancias anteriores podemos observar que tenemos como porcentaje de error para la muestra a 4.95%.Como se obtuvo un porcentaje de error bajo podemos considerar entonces, que el proceso experimental fue llevado de una manera adecuada, además podemos concluir que en la experiencia la neutralización del NaOH y del HCl es una reacción endotérmica porque la temperatura aumenta cuando se mezclan estos dos compuestos, es decir, el sistema gana calor.Recomendamos la agitación continua del Erlenmeyer al momento de la titulación para obtener con precisión los resultados de la experiencia.

RESUMENLa presente práctica tuvo como objetivo principal calcular el cambio térmico que acompaña a las reacciones además de obtener el calor de neutralización, capacidad calorífica del sistema y la determinación de las temperaturas de equilibrio.Esta experiencia se realizó a 756 mmHg de presión, 22C de temperatura del ambiente y con una humedad relativa del 95.• Calor de reacción.-

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Todas las reacciones químicas, van acompañadas de un efecto calorífico. Este efecto puede ser medido a presión o a volumen constante, en el primer caso se mide el trabajo y la variación de energía interna, en tanto que en el segundo caso solo se mide la variación en energía interna. El calor de una reacción exotérmica, tiene convencionalmente signo(-), y el de una endotérmica signo(+).Los calores de reacción se miden en calorímetros a presión o a volumen constante. En ellos se aplica un balance de calor que igual Q= Ce.m.∆TLos resultados y el porcentaje de error son respectivamente:

De estos valores obtenidos se concluye que se lleva a cabo una transformación química, hay un cambio térmico, dependiendo este de la naturaleza, condición física y cantidad de reactantes. Para obtener resultados más exactos y minimizar los errores se recomienda, tener mucho cuidado al momento de la neutralización de la solución 0.2N de NaOH con solución 0.8 de HCl.

FUNDAMENTO TEORICO• Termoquímica.-Consiste de la aplicación específica del primer principio de termodinámica al estudio de las reacciones químicas. Trata de los cambios térmicos que acompañan a las

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reacciones químicas y a los cambios físicos conexos a estas. Se considera a HESS (1802-1850), profesor de San Petersburgo, el fundador de la Termoquímica, por haber descubierto la Ley de que el cambio de calor en una reacción particular siempre es constante e independiente del modo como se efectué la reacción.• Tipos de reacciones termoquímicas.-Se pueden clasificar bajo dos conceptos:• De acuerdo al calor involucrado.-se clasifican en reacciones exotérmicas, en las que hay liberación de calor, y reacciones endotérmicas, en las que se presenta absorción de calor.• De acuerdo al proceso involucrado.-el calor puede ser de neutralización, solución, hidratación, dilución, formación, reacción, combustión, etc.• Calor de reacción.-Todas las reacciones químicas, van acompañadas de un efecto calorífico. Este efecto puede ser medido a presión o a volumen constante, en el primer caso se mide el trabajo y la variación de energía interna, en tanto que en el segundo caso solo se mide la variación en energía interna. El calor de una reacción exotérmica, tiene convencionalmente signo (-), y el de una endotérmica signo(+).Los calores de reacción se miden en calorímetros a presión o a volumen constante. En ellos se aplica un balance de calor.QGanado =QPerdido Q=m. Ce. ∆T

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Donde:m: masa de sustanciaCe: calor especifico de la sustancia∆T: cambio de temperatura de la sustancia

• Calor de neutralización.-7

Un tipo de calor de reacción es el de neutralización de ácidos y bases. Cuando se usa soluciones diluidas de ácidos y bases fuertes, la única reacción que se produce es la formación de agua de los iones H+ y OH+, de acuerdo a la ecuación:Na+OH-

(ac) + H+Cl-(ac) → H2O(l) + Na+ Cl-

(ac) ∆H18 = -13.7kcal/mol

∆H25 = -13.36kcal/mol

Cuando alguno de los electrolitos no es fuerte y/o cuando se usan soluciones concentradas, este valor varia ya que intervienen los calores de ionización y de dilución.

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL1.Capacidad Calorífica del Calorímetro:

a)Arme el equipo que se muestra en la figura.b)Colocamos 100 ml de agua de caño en el termo e igual volumen en la pera de agua tibia(30-40°C).c)Tomamos las temperatura de ambas aguas e inmediatamente abrimos la llave de la pera con lo cual el agua tibia cae sin parar, mezclándose con el agua de caño.d)Medimos la temperatura cada 5 segundos y las anotamos hasta llegar a una temperatura donde se mantenga constante.2.Calor de Neutralización del Calorímetro:a)Primero valoramos biftalato de potasio con hidróxido de sodio, mediante ello tenemos el valor de la normalidad de NaOH.

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b)Con el volumen gastado de hidróxido de sodio lo valoramos con HCl y de esta manera tenemos el valor de la normalidad de HCl , ya que se iguala número de equivalentes-gramo.c)Mediantes el cálculo se hallara los volúmenes necesarios de ácido y base, los cuales deben sumar 200 ml( para lo cual se usaran las concentraciones halladas previamente e igualando #eq-g de HCl y NaOH)d)Secar por completo el termo y colocar en este el volumen calculado de NaOH, en la pera se colocara el volumen calculado de HCl. Mediremos las temperaturas cada 5 segundos de igual forma como se hizo en la primera experiencia anotando las temperaturas de la pera y el termo.

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TABLA DE DATOS Y RESULTADOSTABLA #1: Condiciones de laboratorio Presión(mmHg) Temperatura(°C) % Humedad relativa756 22,6 92%TABLA #2: Datos experimentales1. Capacidad Calorífica del Calorímetro:

Temperatura(H2O fría) 33,7°CTemperatura(H2O tibia) 35,4°CVolumen(H2O fría) 100 mlVolumen(H2O tibia) 100 ml

2. Calor de Neutralización de Solución = 0.2N de NaOHcon Solución =0.8N de HCl:Masa (KOOC--C6H4—COOK) 0.2004gVolumen 5.2 ml11

Tiempo(s) Temperatura(Termo)5 24.710 26.315 26.920 28.225 29.030 30.035 30.540 30.745 30.750 30.7Tequilibrio 30.7

gastado(NaOH)Volumen gastado (HCl) 1.27mlNormalidad (HCl) 0.78NNormalidad (NaOH) 0.19NVolumen necesario NaOH 160.82Volumen necesario HCl 39.18Temperatura HCl 23,6°CTemperatura NaOH 25.3°CTemperatura Equilibrio 25,6°CTABLA #3: Datos teóricos

1. Capacidad Calorífica del CalorímetroDensidad del H2O 1g/mlCalor especifico del H2O 1 cal/g.°CTemperatura de H2O tibia 30-40 °CTemperatura del H2O helada 2-8°C

2. Calor de NeutralizaciónCalor de Neutralización 13,7 kcal/molNormalidad NaOH 0.2NNormalidad HCl 0.8N

TABLA #4: Resultados y %error1. Capacidad Calorífica del CalorímetroCapacidad Calorífica (C´) 67,14 cal/°CCapacidad Calorífica del Sistema(C) 167 cal/°C2. Calor de Neutralización

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Volumen necesario NaOH 160.82 mlVolumen necesario HCl 39.18 mlCalor de Neutralización 6.195Kcal/mol%error de Calor de Neutralización 54.8%Normalidad de NaOH 0.19%erros de NNaOH 5%Normalidad de HCl 0.78%error de NHCL 2.5%

CALCULOS

1. Capacidad Calorífica del Sistema:

En esta experiencia se trabajó agua fría con agua tibia, así que usaremos esta fórmula para hallar la capacidad calorífica parcial (C´):

m .Ce (Tt−Te )=C ´ .(Te−Tf )Donde: m= masa de agua tibiaCe=calor especifico (cal/g.°C)Tt=temperatura del H2O tibiaTe=temperatura en equilibrioTf=temperatura del H2O fríaC´= capacidad calorífica (cal/°C)Entonces: Se establecen los datos

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Temperatura H2O tibia=35.4°C Temperatura H2O fría= 33.7°C Calor especifico del H2O=1cal/g.°C Masa del agua tibia= 100 g Temperatura en equilibrio=30.7°C ⇒100g x 1 cal/g.°C x(35,4-30.7°C)=(30.7-23.7°C)xC´ ⇒C´= 67.14 cal/°C

La capacidad calorífica del sistema se halla así :C=C´+mCeDónde: M= masa del agua tibiaCe= calor específico del agua

Hallando:⇒C = 67cal/°C +100 gx1 cal/g.°C⇒C=167 cal/°C2. Calor de Neutralización:Se puede calcular a partir de la ecuación:

Q=Cx (T 2−T 1)

nDonde:C= capacidad calorífica del sistema (cal/°C)T2= temperatura en equilibrioT1= promedio de las temperatura del ácido y base14

n= # de moles de ácido o base que intervienen en la reacción.Resolviendo:Hallando el # de moles:

M (NaOH )=n(C 8H 5KO 4)V (NaOH ) ⇒n= 0.19M x 160.82ml⇒n=0.031molHallando la temperatura promedio:

Temperatura de HCl=23.6°CTemperatura de NaOH=25.3°C⇒Así que la Temperatura en equilibrio = 24.45°CEmpleando la fórmula:

Q=167cal°Cx (25.6 ° C−24.45° C)

0.031molQ=6.195kcal/molHallando las concentraciones de HCl y NaOH : Para el NaOH :

N (NaOH )= ¿eq−g(C 8H 5KO 4)V (NaOH )

¿eq−g (C8H 5KO 4 )= masa(sto)

Peq=M (C8H 5KO4 )

θ⇒NNaOH= 0.2024 g204,228g /molx5.2ml⇒NNaOH=0.19 N………………………….V=5.2ml de NaOH gastado con una masa de C8H5KO4= 0.2024g.

Para el HCl:15

N .V (HCl )=N .V (NaOH )⇒1.27mlxNHCl=0.19Nx5.2 ml⇒NHCl=0.78N……….Donde se gasto un volumen igual a 1.27 ml de HCl con 5.2 mln de NaOH.Calculo de los volúmenes necesarios :V (HCl )+V (NaOH )=200ml

N (HCl ) .V (HCl )=N (NaOH ) .V (NaOH )Mediante estas dos ecuaciones se hallara el volumen de cada uno, así: ⇒0.78Nx(200-VNaOH)=0.19xVNaOH⇒VNaOH = 160.82ml ⇒VHCl =39.18ml ………………..Como ya se hallo previamente las normalidades de HCl e NaOH las cuales son 0.78 N y 0.19N respectivamente.3. Calcule el porcentaje de error :

Hallando %error de Calor de neutralización:%error=

13.7kcalmol

−6.195 kcalmol

13.7kcalmol

x100%

⇒%error = 54.78%Hallando el %error de la normalidad del NaOH:⇒%error= (0.2-0.19)/0.2 x100%⇒%error=5%Hallando el %error de la normalidad del HCl:

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⇒%error=(0.8-0.78)/0.78 x100%⇒%error=2.5%

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Como en la experiencia se trabajó con agua fría y agua tibia, entonces lo normal sería que el agua fría ganara calor y el agua tibia perdiera calor; cuando se halló la temperatura de equilibrio este tuvo que ser mayor a la que esta presentaba el termo. Mediante la experiencia se vio que esta temperatura de equilibrio (30.7°C) es mayor a la que el termo presentaba (23,7°C) donde se comprueba que el agua fría gano calor.

Viendo que nuestro porcentaje de error del calor de neutralización es más de la mitad se puede decir que hubo errores en cómo se midio la temperatura del acido y base, ya que de estas se saca el promedio de temperaturas e interviene en el cálculo del calor.

En cuanto al cálculo de normalidades se aprecia que los porcentajes de errores son bajos ya que se tuvo cuidado al momento de titular, observando correctamente en que volumen de NaOH se daba la neutralización(cambiaba de color) .

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CONCLUSIONES Cuando en una reacción la temperatura inicial de los reactantes es menor, que al producir la reacción es exotérmica caso contrario endotérmica. El calor de reacción de neutralización es constante e independiente de la naturaleza del ácido o base (esto en reacciones de ácidos y bases fuertes) ya que estos se disocian totalmente comprende la combinación del ión hidrogeno con el hidroxilo para formar agua no ionizada. En vista de que en esta práctica se trabajó con agua de caño y agua tibia, es correcto ver como la temperatura del termo aumento, ya que el sistema gana calor. El número de moles que intervienen en la reacción es igual tanto de ácido como de base, para hallar el calor de neutralización se deben usar soluciones diluidas ya que de no ser así intervienen en calor de dilución y de ionización.

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RECOMENDACIONES Colocar exactamente los volúmenes necesarios de ácido y base (esto mediante el cálculo), para así hallar posteriormente el calor de neutralización. Tomar las temperaturas adecuadamente tratando de que no suba por efecto del medio ambiente, esto ocurre si sacamos el termómetro del calorímetro. Al momento que va a realizar la titulación se debe añadir unas cuantas gotas de fenolftaleína para poder observar el cambio de coloración de la sustancia.

CUESTIONARIO1. Explicar brevemente sobre los distintos tipos de calores de neutralización.Calor de neutralización para un ácido fuerte y una base fuerteEl calor de neutralización tiene un valor aproximadamente constante, en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que es formada por la reacción:

H+¿+O H−¿→H2 O ¿¿

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En la reacción anterior se obtiene 13,7 kcal. Esta constancia en la entalpía de neutralización, se entiende fácilmente cuando se recuerda que los ácidos y bases fuertes y las sales, están completamente disociados en sus soluciones diluidas; y, en tal consecuencia el efecto químico común a todas estas neutralizaciones, que es sustancialmente el único cambio responsable para el efecto térmico observado, es la unión de los iones hidratados hidrógeno e hidroxilo para formar agua no ionizada. O sea, si la ecuación anterior de neutralización la escribimos en forma iónica, tenemos:Na(ac )

+¿+OH( ac)−¿+H( ac)

+ ¿+Cl(ac)

−¿→Na(ac )

+¿ +Cl( ac)

−¿+H2O (l)¿ ¿

¿¿¿¿

Cancelando los iones comunes en ambos miembros de la igualdad:

H+¿+O H−¿→H2 O ¿¿

Calor de neutralización en al que interviene un ácido y/o base débilEsta constancia en la entalpía de neutralización no se mantiene en la neutralización de soluciones de ácidos débiles por bases fuertes, bases débiles por ácidos fuertes o de ácidos débiles por bases débiles. En todos estos casos el valor de ∆H es menor y mucho menor en el siguiente caso:

HCN (ac)+NaO H (ac)→NaCN (ac)+H 2O(l)

En donde se obtiene -2.9 kcal. En estos últimos casos el ∆H de neutralización difiere del valor constante citado, porque la formación del agua a partir de sus iones no es el único proceso químico que acompaña a la neutralización, ya que paralelamente a la combinación de los iones hidratados hidrógeno e hidroxilo, va 20

ocurriendo la ionización de los solutos débiles, siendo el efecto térmico observado la suma de las entalpías de ionización y neutralización.2. Establezca la relación entre ∆H y ∆U para una reacción en fase gaseosa, y determine el ∆H y ∆U para la obtención del amoniaco a partir de sus elementos en fase gaseosa.

La relación entre ∆H y ∆U ya fue detallada en la sección de principios teóricos, allí se llegó a lo siguiente: Por definición de entalpia: H=E+PV

Debido a que E, P y V son funciones de estado, entonces el cambio en H, o ∆ H , también depende de los estados inicial y final, es decir, H es una función de estado.Para cualquier proceso, el cambio de entalpia de acuerdo con la ecuación anterior es:

∆ H=∆ E+∆(PV )

Si la presión se mantiene constante, entonces:∆ H=∆ E+P∆V

La obtención del amoniaco a partir de la reacción de nitrógeno e hidrógeno gaseosos es llamada el proceso de Haber – Bosch. La importancia de la reacción radica en la dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial. Los factores que aumentan el rendimiento, al desplazar el equilibrio de la reacción hacia los productos en las condiciones de alta presión (150-300 atmósferas) y altas temperaturas (400-500 °C), resultando en un rendimiento del 10-20%.

N2 (g)+H 2( g)⇌2NH3 (g)

Donde el calor generado, o entalpía, equivale a -92,4 kJ/mol. Como libera calor, la reacción es exotérmica.21

OTROS

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BIBLIOGRAFIA CHANG RAYMOND. ”Fisicoquímica" Ediciones Continental.

DANIELS & ALBERTY. "Fisicoquímica" Ediciones CECSA, 1986.

LEVINE, Ira. "Fisicoquímica 1 - 2" Ediciones Mc Graw Hill, 1996.

23

MARON & LANDO "Fisicoquímica Fundamental" Ediciones Limusa,

1980.

Castellan Gilbert W. “Fisicoquímica” 2dª edición – México, 1974-1987

Capitulo – Leyes de la termodinámica- pp. 9

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