RESUMEN

Como objetivo para la experiencia de termoquímica se pide: aplicar los conceptos del tema saber utilizar un calorímetro y como este nos ayuda en los cálculos de los calores y el efecto térmico de las reacciones.

Condiciones experimentales:

PRESION (mmHg) 756

TEMPERATURA(°C) 24

%HUMEDAD RELATIVA 96

La conclusión más importante, a nuestro punto de vista, fue comprobar que durante la reacción que se produce entre el ácido y la base se absorbe calor, es decir, se produjo una reacción endotérmica.

INTRODUCCION

En este experimento estudiamos la velocidad de descomposición

catalítica del peróxido de hidrógeno, donde determinamos

experimentalmente la constante de velocidad y donde vemos que el

peróxido se descompone con producción de oxígeno, espontánea y

muy lentamente.

Vemos que el catalizador no reacciona con el peróxido ni interviene

en la reacción si no lo que hace es acelerar el proceso.

El término catálisis agrupa al conjunto de procedimientos y

conocimientos que permiten que la velocidad con la que trascurre

una reacción se incremente in-situ.

El concepto de velocidad de reacción traduce la rapidez con la que

en un sistema se produce una transformación química. La reacción

química global se lleva a cabo a través de etapas las cuales en su

conjunto constituyen el mecanismo de reacción. La velocidad se

define en términos de parámetros que pueden ser medidos durante

la transformación; así, podemos definirla como la variación de la

concentración de uno de los reactivos que desaparece, o de uno de

los productos que aparece, en el sistema respecto del tiempo

La termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante

las reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una

reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el

calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las

reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica

su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones

químicas realizadas a P=cte, y en ellas el calor transferido es el

cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina

"entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego

su variación no depende de la trayectoria.

Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas. Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta.

Si las paredes del sistema son diatérmicas, la temperatura del

sistema permanece constante con independencia de la

transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la

composición.

Las experiencias de termoquímica se basan del empleo de sustancias de trabajo útil y común como el agua, así como de reacciones químicas conocidas como la neutralización.

En la primera experiencia, se determinará la capacidad calorífica de un sistema que contiene agua a temperatura ambiental al que se le añade agua helada. El calor intercambiado entre estas masas, si el sistema está convenientemente aislado, permitirá deducir la capacidad calorífica del sistema.

En la segunda experiencia, se hace uso de las propiedades obtenidas sobre el calorímetro para, tras efectuar una reacción de neutralización dentro de este, conseguir el valor de la energía liberada en virtud de su proporcionalidad con el incremento de temperatura.

PRINCIPIOS TEÓRICOS

Termoquímica

Se denomina termoquímica al estudio de la transferencia de calor (producido o absorbido) que acompaña a las reacciones químicas. La termoquímica es una rama de la termodinámica en la que el reactor y su contenido constituyen el sistema y las reacciones químicas dan lugar a intercambios de energía entre el sistema y el medio. Sobre esta base, se puede utilizar la calorimetría para medir el calor liberado o absorbido por una reacción y podemos identificar si ocurre una variación de energía interna (si la reacción es a volumen constante) o con una variación de entalpia (si la reacción es a presión constante).

Tipos de reacciones

La termoquímica se puede clasificar según dos conceptos:

De acuerdo al calor involucrado:

-Exotérmicas.- En este tipo de reacciones se produce la liberación de energía en forma de calor o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: -ΔH. 

-Endotérmicas.- En este tipo de reacciones se produce la absorción de energía en forma de calor o lo que es lo mismo: con una variación positiva de la entalpía; es decir: +ΔH. 

Conceptos:

Calor de reacción

Se denomina a la cantidad de energía en forma de calor que el sistema libera o absorbe para que la temperatura permanezca constante durante todo el proceso de la reacción química.

Calor especifico

Es la cantidad de calor que se necesita por unidad de masa para elevar la temperatura un grado Celsio.

Capacidad calorífica

Se puede expresar como la cantidad de calor requerida para elevar en 1 °C la temperatura de una determinada cantidad de sustancia. La capacidad calorífica es directamente proporcional a la cantidad de calor entregada para subir la temperatura.

Calorimetría

La elaboración de los métodos para la determinación experimental de los calores de las reacciones químicas, de los calores de las transformaciones de fase, de los calores de disolución y de las capacidades caloríficas, así como la medición de estas magnitudes, es la esencia de la calorimetría.

El calorímetro es la parte fundamental de una instalación calorimétrica. Los tipos y formas de los calorímetros son diversos. En el caso más simple, el calorímetro consta de un recipiente que contiene líquido calorimétrico, cuya capacidad calorífica es conocida, y rodeado de un material poco conductor del calor (en lugar del recipiente con líquido se puede, asimismo, utilizar un cuerpo metálico masivo). El proceso en estudio se hace transcurrir de tal forma que el calor del mismo pase rápida y completamente al calorímetro (o desde este). La magnitud fundamental que se mide es la variación de la temperatura del calorímetro ΔT. Conociendo la capacidad calorífica del sistema calorimétrico, es decir, de todas las partes entre las cuales se reparte el calor absorbido llamado valor térmico del calorímetro W, se obtiene el calor buscado Q:

Q = WΔT

Esta ecuación es válida solo en ausencia de intercambio de calor entre el calorímetro y el medio ambiente. En los cálculos es necesario introducir una serie de enmiendas, y la más importante de ellas es la relacionada con el intercambio de calor.

Toda la gran variedad de tipos de calorímetros, los cuales se diferencian por su construcción, se puede dividir en dos tipos fundamentales: con temperatura constante (por ejemplo, el calorímetro con hielo) y con temperatura variable. Al trabajar con estos últimos, el experimento se realiza de una de las dos maneras siguientes: isotérmicamente o adiabáticamente. Para la primera manera es característico el intercambio de calor con la envoltura calorimétrica, el cual es necesario considerar cuidadosamente. Para la manera adiabática, el intercambio se evita y la enmienda no es necesaria.

DETALLES EXPERIMENTALES

-Materiales y reactivos

Frasco termo con tapón de corcho Agitador Termómetro de 0°C a 100°C Bureta Vasos de precipitados Matraces Erlenmeyer Probetas Pera Hidróxido de sodio (NaOH) 0,2N Ácido clorhídrico (HCl) 0,8N Biftalato de potasio Agua destilada

Antes de iniciar los experimentos se debe lavar y secar los materiales, también verificar que el termómetro este bien calibrado.

En el primer experimento se usará el termo con tapón aquí se introducirá el agua fría y en la pera el agua helada. En los tres agujeros se coloca el agitador, la pera y el termómetro.

En el segundo experimento se usara 0,1326 gramos de biftalato de potasio y se diluirá con agua de pisceta , posteriormente en las buretas vaciamos el hidróxido de sodio y ácido clorhídrico para poder ver con que cantidad el biftalato de potasio diluido se tornará de color magenta.

Al final, se halló la cantidad de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico que se tenía que poner en la pera y termo respectivamente. Se usa las probetas para vaciar con mayor precisión 60 ml del ácido y 240 ml de la base.

TABULACIÓN DE DATOS

A) Capacidad calorífica

A.1) Temperatura del agua helada en la pera = 3,9 °C

Temperatura del agua en el termo = 24,4 °C

Tiempo (segundos) Temperatura (°C)

10 17,2

20 16,9

30 16,4

Temperatura de equilibrio= 16,4 °C

B) Calor de neutralización

En este experimento se pide hallar la normalidad del NaOH y del HCl se realiza una valoración con biftalato de potasio (HOOC-C6H4-COOK).

MHOOC−C6 H 4−COOK=204 ,23g

mol

mHOOC−C6 H 4−COOK=0,6061g

Al hacer la prueba con la fenolftaleína, el HOOC-C6H4-COOK diluido toma un color magenta con 15,2 mL de NaOH.

En la imagen se puede observar el resultado de hacer reaccionar el hidróxido sodio (NaOH) 0,2N con el biftalato , el agua de la pisceta y una gota de fenolftaleína.

Para poder comprobar con que cantidad de ácido clorhídrico la solución (compuesta por 15,2 ml de hidróxido de sodio y 1 gota de fenolftaleína) que se encuentra en el matraz Erlenmeyer se usó 3ml de ácido clorhídrico para que se torne color magenta.

Luego se hallará los volúmenes que están implicados en la neutralización mediante la siguiente ecuación:

#Eq-gBASE = #Eq-gACIDO

NBASE. VBASE = NACIDO. VACIDO

Pero sabemos conocemos la normalidad del ácido (0.8654) y de la base (0.1952), también se sabe el volumen total que es 300ml.

0,1952NNaOH (300mL−V NaOH )=(0,8654NHCl )(V HCl)

244,79 ml de NaOH 0,1952 N en el termo a 22,6 °C

55,21mL de HCl 0,8654 N en la pera a 23,8 °C

NaOH (aq) + HCl (aq) → H2O (l) + NaCl (aq) + ΔH

EJEMPLOS DE CÁLCULO

Masa BHK V (NaOH) Concentración NaOH

Indicador Viraje

0,6061g 15,2 ml 0,1952 N Fenolftaleína Incoloro a Grosella

Calculo de las normalidades corregidas

A) Para el NaOH

Se trabajó con NaOH (0.2 N) para esto se utilizó el biftalato de potasio que peso 0.6061g

P eq (BHK)¿ 204.23 g /eq

#EQBHK ¿ #EQNaOH

0.6061 g /(204,23g/eq) ¿NNaOH(15,2x10-3)

NNaOH¿0.1952 N

Calculo del volumen utilizado de NaOH y HCl

VHCl+VNaOH ¿ 300ml

NNaOH ¿0,1952 N

NHCl¿ 0.8654 N

#EQHCl ¿ #EQNaOH

NHCl x VHCL ¿ NNaOH x VNaOH

NHCl(300−X )=¿ NNaOHX

Operando:

X ¿55,21

VNaOH ¿ 244,79 ml aprox 244 ml

VHCL ¿ 55,21ml aprox 55 ml

ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS

Cuando se lleva a cabo la titulación del BHK con el NaOH se utiliza un indicador: la fenolftaleína para supuestamente llegar a un punto de equivalencia .Decimos supuestamente porque al no ser este punto observable en titulaciones que no son potencio métricas , requieren de indicadores químicos , las cuales actúan cuando se ha adicionado un pequeño exceso de titulante , es decir , actúan en el punto final .El punto final, es el punto que está ligeramente después del punto de equivalencia. Por ejemplo, en titulación BHK - NaOH, la fenolftaleína se vuelve rosada cuando se le agrega aun media gota de base titulante a la solución , esa media gota de base constituiría el exceso que vuelve básica la solución y que la fenolftaleína colorea de rosa.

Se sabe que el calorímetro constituye un dispositivo que evita fugas de energía en forma de calor entre su contenido y el exterior. Si esto es así, ¿cabría pensar que la variación de temperatura medida en la disolución correspondería específicamente al calor generado en la reacción del HCl y del NaOH ? No, aún existe una porción de energía que no estamoscuant i f i ca ndo ya que, las mismas paredes de l ca lor ímetro , as í como todos aquel lose lementos que se encuentren en contacto con e l ác ido y la base , absorben una c ier ta cantidad de calor, que invierten en elevar su temperatura .Como producto de la neutralización también se desprende energía. Parte se invierte en aumentar la temperatura de la disolución (que es lo que se mide en el experimento), sin embargo otra porción sirve para aumentar la de la pared interna del calorímetro y la de cualquier otro dispositivo que este en su interior

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

A) Capacidad calorífica

La medición de la capacidad calorífica del agua es una experiencia que depende de la primera ley de la termodinámica. El calor ganado por el agua helada, en un calorímetro aislado, solo puede provenir del calor perdido por el agua a temperatura ambiente. En la experiencia, el control de las condiciones adiabáticas del intercambio de calor entre masas de agua puede complicarse en los límites del sistema, puesto que ese calor desprendido del sistema modifica sensiblemente el balance.

B) Calor de neutralización

El calor de neutralización es un tipo especial de entalpía liberada por la formación de sales como el NaCl. Las leyes estequiometrias y la primera ley de la termodinámica sustentan su cálculo. No obstante, si ocurren errores en la determinación empírica de las propiedades del calorímetro, la respuesta difiere de su valor teórico. En este caso, parte del calor puede escapar de las fronteras del sistema o, incluso, no ser tomado en cuenta en la ecuación considerando que la capacidad calorífica del calorímetro no sea la real.

El error principal se detectó en la medición del calor intercambiado durante las reacciones en los dos experimentos. Con el fin de minimizar las condiciones no adiabáticas de los procesos, los calorímetros pueden estar recubiertos. Asimismo, tapar convenientemente los intersticios el hoyo por donde se introduce el termómetro digital. Por último, la repetición de los experimentos también minimiza los errores aleatorios y propicia un promedio más conveniente para ejecutar los cálculos. 

BIBLIOGRAFÍA

Atkins, P.W., Química Física, Barcelona: Omega, 1999. (pag. 67)

Castellan, G.W., Fisicoquímica, México D.F.: Pearson Educación, 1987.

Guerasimov, Y., Curso de Química Física, Tomo I, Moscú: Mir, 1974.

APÉNDICE

10. a. Cuestionario

1. Mediante dos ejemplos explique la ley de Hess.

La ley de Hess enuncia que cuando los reactivos generan productos, la variación de la entalpía es la misma, sin que importe que la reacción se efectúe en un único paso o en una serie de pasos.

Por ejemplo, para:

2C(s)+H 2 (g)→C2H 2 ( g )+226,6 kJ

Las reacciones parciales son:

4C( s )+4O2 (g )→4CO2 ( g )−1574kJ

2H 2 (g )+O2 (g )→2H 2O(l )−571,6kJ

4CO2 ( g )+2H 2O(l)→2C2H 2 ( g)+5O2 (g )+2598,8kJ

4C(s)+2H 2(g )→2C2 H 2 (g )+453,2kJ

Otro ejemplo:

C(s )+H 2(g)→C H 4 ( g )−74,7kJ

Las reacciones parciales son:

C (s )+O2( g )→C O2 (g )−393,5kJ

2H 2(g )+O2( g )→2H 2O(l)−571,6kJ

2CO2 (g)+2H 2O(l)→C H 4 (g )+2O 2( g )+890,4 kJ

C(s )+H 2(g)→C H 4 ( g )−74,7kJ

2. ¿Qué diferencias existen entre los calores de solución y de dilución?

El calor de solución es el calor que se desprende o se absorbe cuando determinada cantidad de soluto se disuelve en un solvente. Con este fin, para una sal iónica se cumple:

∆ H solución=energíareticular+∆ Hhidratación

Por otro lado, el calor de dilución es un intercambio de energía cuando a una solución previamente preparada se le añade mayor cantidad de solvente. Entonces, el calor de dilución puede describirse como:

∆ H dilución=∆ H solución final−∆ H solucióninicial

3. Definir los siguientes términos termodinámicos: proceso, cambio de estado, energía interna, entalpía, ciclo reversible e irreversible.

Proceso: Método de operación mediante el cual se realiza un cambio de estado.

Cambio de estado: Ocurrencia de un cambio en los parámetros de estado del sistema que distingue un estado inicial y un estado final.

Energía interna: Energía cinética y potencial total de las moléculas que componen el sistema.

Entalpía: Calor suministrado al sistema a presión constante.

Ciclo reversible: Proceso ideal capaz de retornar a su estado inicial sin el auxilio del medio exterior.

Ciclo irreversible: Proceso real que requiere de auxilio externo para poder regresar a su estado inicial.

Imágenes en la fase experimental

Materiales para el experimento

Armado del equipo

Tomando la temperatura del agua en el calorímetro

Solución de NaOH

pipeta

Biftalato de potasio