Termo-2015 (1)

Universidad Nacional Mayor de San Marcos – 2015

Índice

1. INTRODUCCION 2

2. RESUMEN 3

3. PRINCIPIOS TEORICOS 4

4. DETALLES EXPERIMENTALES 11

5. TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS 13

6. CALCULOS 17

7. ANALISIS Y DISCUCIION DE RESULTADOS 22

8. CONCLUCIONES Y RECOMENDACIONES 23

9. APENDICE24

HOJA DE DATOS CUESTIONARIO GRAFICOS

10.BIBLIOGRAFIA 28

Termoquímica Página 1


RESUMEN

En la siguiente práctica de laboratorio de fisicoquímica el tópico a desarrollar es el cambio térmico que acompaña a las reacciones químicas.

Al realizar esta experiencia tomaremos en cuenta las condiciones atmosféricas al que se encontraba nuestro laboratorio, siendo: Presión atmosférica de 756mmHg, a una temperatura de 22ºC y una humedad relativa de 95%.

El objetivo del experimento es determinar el calor de neutralización de la solución, previamente hallando la capacidad calorífica del calorímetro que será un termo.

La capacidad calorífica es una propiedad que indica la capacidad de un material de absorber calor de su entorno, representa la cantidad de energía necesaria para aumentar la temperatura de un material en una unidad. En el desarrollo práctico se utilizará como calorímetro un termo, que va a contener agua fría y en donde se añadirá agua helada desde una pera. Se registrará la temperatura inicial de la pera (agua tibia) y la que está dentro del termo (agua fría) para luego de mezclarlas medir cada 5 segundos la temperatura de la solución. Así, con los datos obtenidos determinaremos con la respectiva fórmula la capacidad calorífica total del sistema que será un valor de 145.28 Cal/°C.

Luego, teniendo la capacidad calorífica del calorímetro, pasaremos a determinar el calor de neutralización de la solución de NaOH y HCl. Se pondrá en el termo un volumen calculado de NaOH y en la pera un volumen calculado de HCl, registraremos la temperatura inicial de estos doy y luego de mezclarlos registraremos la temperatura como lo hicimos anteriormente hasta llegar a la temperatura de equilibrio que será de 24.4°C.

El porcentaje de error en la determinación del calor de neutralización de la solución con respecto al teórico reportó -28.44 % de error, lo cual se debe a errores manuales en el laboratorio.

Se puede concluir que en las reacciones de neutralización de ácidos y bases fuertes se da la disociación completa de estas en sus respectivos iones por lo cual la cantidad de calor liberada siempre debe ser la misma.



Se recomienda medir la temperatura instantes previos a la mezcla de las soluciones ya que esta podría cambiar mínimamente en cuestión de minutos.

INTRODUCIÓN

La inmensa mayoría de los procesos químicos transcurre con un

intercambio de energía entre el sistema que reacciona y el medio. En

gran parte de los casos la energía se intercambia únicamente en forma

de calor y recibe el nombre de termoquímica la rama de la

termodinámica que se ocupa exclusivamente de la energía calorífica

asociada a un determinado cambio químico. Calor durante una

transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos

movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación.

El estudiante químico necesita conocer la cantidad de energía calorífica

generada o absorbida por cada reacción, para asegurarse que un

experimento es el adecuado. Luego al aplicarlo en gran escala para

lograr trabajar con el máximo de la economía, el químico ha de saber

cuánto de calor debe suministrar a una región y cuánto puede extraer

de otra. Lo mismo ocurre en los sistemas biológicos. Los químicos y

médicos deben saber los calores de combustión de los cuerpos grasos,

hidratos de carbono y proteínas, pues estas sustancias son los

constituyentes energéticos de los alimentos.



Principios teoricos

Rama de la Química Física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transformaciones físicas o químicas. Su fin es determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como calor durante una transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos.

La termoquímica es parte de una rama mucho más amplia que es la termodinámica la cual describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos.

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.

a. Sistema y entorno

Sistema: Parte del universo objeto de estudio. Entorno: Todo lo que hay alrededor del sistema.

Tipos de sistemas:

- Aislado: No intercambia ni materia ni energía con el entorno.



- Cerrado: Puede intercambiar energía pero no materia.- Abierto: Intercambia materia y energía.

Tipos de paredes que separan el sistema del entorno

- Rígida o móvil- Permeable o impermeable al paso de materia- Adiabática o no adiabática (adiabática no conduce el calor).

b) Variables termodinámicas y Funciones de estado

Variables o propiedades termodinámicas: Son las magnitudes utilizadas para describir un sistema sin ambigüedad. Pueden ser extensivas o intensivas.

- Extensivas: Su valor depende de la cantidad de materia (masa, volumen,…)

- Intensivas: Su valor no depende de la cantidad de materia (temperatura, densidad, presión,..)

Funciones de estado: Son variables termodinámicas cuyo valor solo

depende del estado actual del sistema y no del procedimiento por que el sistema llego a dicho estado.

E = E2 –E1

Si son funciones de estado: P, V, T,… No son funciones de estado: calor, trabajo,…

c) Calor: Forma de transferencia de energía entre el sistema y su entorno debida a una diferencia de temperatura.

m2xC2x(T2-Tf) = m1xC1x(Tf-T1) = Q

C1 y C2 son los calores específicos del sistema

T2> T1

T f: Temperatura de equilibrio

d) Trabajo: Forma de transferencia de energía entre el sistema y su entorno debida a una fuerza macroscópica que efectúa un desplazamiento.



W = F x d

e) Primer principio de la termodinámica

“En cualquier proceso la energía puede transformarse pero nunca se crea ni se destruye”.

U = Q + W

U: Energía interna (función de estado)

U = Uf – Ui

- Reacción a Volumen constante: U = qV- Reacción a Presión constante:

f) Entalpía

“El cambio en el contenido calorífico de un sistema que acompaña a un proceso a presión constante, QP, se define como el cambio de entalpía, H, del proceso” H = QP

La relación existente entre H y U puede deducirse: U = Q + w U = Q - PV

A presión constante: Qp =U + PVH = Qp

H = U+ PVH = U + PVPuesto que P, V y U son funciones de estado, H también es una función de estado.



g) Ecuación termoquímica

La ecuación química ajustada con su valor de _H. Debe indicarse siempre el estado físico de las especies que reaccionan y de los productos, ya que los cambios de estado de una sustancia tienen lugar con intervención de calor.

C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) +1.367 KJ

C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) _H = -1.367 KJ/mol

1.367 KJ se liberan /mol de reacción = 1.367 KJ se liberan / mol de etanol consumido = 1.367 KJ se liberan / 3 moles de O2 consumido = 1.367 KJ se liberan /2 moles de CO2 formados.

La reacción inversa requeriría la absorción de 1.367 KJ en las mismas condiciones, es decir, es endotérmica.

2 CO2 (g) + 3 H2O (l) -------- C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ΔH = +1.367 KJ/mol.

h) Ley de Hess

“Cuando una reacción puede expresarse como suma algebraica de otras dos o más reacciones, el calor de reacción global es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales”

“El cambio de entalpia para una reacción es el mismo tanto si tiene lugar en una como en varias etapas” Permite calcular los calores de reacción de muchos procesos que no pueden medirse directamente.

Se puede calcular a partir de entalpias de combustión, de formación o de energía de enlace.



i) Segundo principio de la Termodinámica: Entalpía

“En cualquier proceso espontáneo, el universo tiende hacia el estado de máximo desorden”

“En cualquier proceso espontáneo, el desorden total del sistema y sus alrededores crece”

ENTROPÍA: magnitud termodinámica que es una medida deldesorden. Es también una función de estado. Suniverso=Ssistema+ Sentorno > 0

En un proceso espontáneo la entropía del universo aumenta.

Cuanto mayor sea el desorden de un sistema mayor será su entropía.

* La entropía de cualquier sustancia aumenta a medida que la sustancia pasa de sólido a líquido y a gas, aumenta el desorden.

j) Tercer principio de la Termodinámica: Entalpía

A 0°K la entropía de cualquier sustancia pura cristalina es nula.



k) Entropía molecular estándar

La entropía molar estándar, S0, es la entropía de la sustancia en su estado estándar, a P=1 atm y 25°C.Las unidades de entropía son J/Kmol.

La variación de entropía estándar de una reacción se calcula fácilmente a partir de los valores de las entropías molares estándar por medio de la expresión.

S°= nS°(productos) - mS°(reactantes)

Variación de entropía del entorno:

S(entorno)= - ∆ H ( sistema)

T

l) Calor de reacción

El calor es la energía que un sistema intercambia con otro o con sus alrededores como consecuencia de un gradiente de temperatura. Este calor se puede medir directamente mediante el uso de un calorímetro; por lo tanto. Podemos medir la entalpía de una reacción haciendo que ésta se produzca en ele interior de un calorímetro y determinando el calor de esa reacción.

m) Calor de neutralizaciónCuando un ácido reacción con una base, se libera una considerable cantidad

de calor. Ya que la neutralización entre protones e iones hidroxilo disueltos en

agua, la medida del calor de neutralización corresponde a la entalpía de

formación del H2O a partir de los iones H3O+ y OH-

H3O+ + OH- 2H2O Hneutralización



Por lo tanto el calor de neutralización se entiende como el calor generado

cuando un ácido reacciona con una base para producir agua; el proceso de

neutralización comprende únicamente la combinación del ión hidrogeno e

hidroxilo para formar agua no ionizada

Cuando una solución diluida de un ácido fuerte se neutraliza con una solución

diluida de una base fuerte, el calor producido en la reacción por mol de agua

formada es constante e independiente del ácido y la base empleada en la

neutralización, como también de su concentración.

Cada vez que ocurre un cambio químico, existe un intercambio definido de

calor, German Hess demostró que el valor encontrado para este calor de

reacción es independiente del camino seguido para realizarla, segunda ley de

la termodinámica.

Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si

absorben calor, o exotérmicas, si desprenden calor. Los cambios endotérmicos

se expresan con signo positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo,

de acuerdo con la primera ley de la termodinámica. El cambio de entalpía

ocurrido en la reacción directa es exactamente opuesto en la reacción inversa.

Este efecto térmico es el mismo sin importar si la reacción ocurre en una o

varias etapas. La magnitud del cambio depende de la constitución, el estado

físico de reactivos y productos y de la expresión estequiometria.


Grafico T en oC vs tiempo e minutos

T

Tiempo de reacción


Detalles experimentales

1.0MATERIALES Y REACTIVOS

Materiales.- Frasco termo con tapón de corcho y agitador, termómetro de 0 a100°C. bureta: vasos, erlenmeyers, probetas de 100 y 250ml. pipetas. 3.2.

Reactivos.- Solución de NaOH ≅ 0,2N, solución de HCL ≅ 0.8N. biftalato de potasio, fenolftaleína.

2.0PROCEDIMIENTO

2.1Capacidad Calorífica del Calorímetro

a) Se Arma el equipo como muestra en la Fig.

F: Frasco TermoT: Termómetro

P: PeraA: Agitador



b) Se Coloqua 150 mL de agua de caño en el termo y el mismo volumen de agua helada (entre 2 y 8°C) o agua tibia (entre 30 y 40°C) en la pera.

c) Se Toma las temperaturas exactas de ambos volúmenes de agua, e inmediatamente abra la llave de la pera y deje caer el agua helada, mida la temperatura cada 10 segundos, agitando constantemente, anote la temperatura cuando ésta tome un valor constante.

2.2 Calor de Neutralización de Solución ≅ 0.2N de NaOH con Solución ≅0.8N de HCl

a) Se Determina las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando la base con biftalato de potasio y el ácido con la base. Calcule las concentraciones corregidas.

b) Hacemos los Cálculos de los volúmenes de las soluciones de hidróxido y de ácido necesarios para producir la neutralización, tales que sumados de 300ml (use las concentraciones calculadas en a) .

c) Secamos por completo el frasco termo y colocar en éste, el volumen de base calculado, y en la pera el volumen de ácido. Mida las temperaturas exactas de ambas soluciones, deje caer el ácido sobre la base, y mida la temperatura como en 2.1. c).



TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS

TABLA #1. CONDICIONES DE LABORATORIO

TABLA #2. DATOS EXPERIMENTALES

2.1. Capacidad calorífica del calorímetro

Temperatura del agua fría (⁰C) 22.1

Volumen de agua fría (ml) 100

Temperatura del agua caliente (⁰C) 38.0

Volumen de agua caliente en la pera (ml) 100

Temperatura de equilibrio (⁰C) 29.3

2.1.1 Tiempo cada 5 segundos

Tiempo transcurrido(s) Temperatura(⁰C)

0 24.4

5 25.1

10 26.6

15 28.0

20 28.7

25 29.0


Presión(mmHg) Temperatura(⁰C) % Humedad relativa

756 22 95


30 29.2

35 29.3 (equilibrio)

2.2 Determinación de calor de neutralización

Masa de biftalato (g) 0.1186

Volumen gastado valoración de NaOH (ml) 3.3

Volumen de HCl(g) 5

Volumen gastado valoración de HCl(ml) 23.1

Temperatura inicial de NaOH 23.3

Temperatura inicial de HCl 23.5

Temperatura de equilibrio (⁰C) 25.7

2.2.1 Temperatura cada 5 segundos

Tiempo transcurrido(s) Temperatura(⁰C)

0 24.0

5 25.0

10 25.5

15 25.6

20 25.7 (equilibrio)



TABLA #3. DATOS TEÓRICOS

CÁLCULOS

1. CAPACIDAD CALORÍFICA DEL SISTEMA


Peso equivalente del biftalato de potasio

Calor específico del

Normalidad del

Normalidad del


Se aplica el balance de calor en el sistema de agua fría con agua tibia

-QPERDIDO = QGANADO

Este balance es equivalente a:

Para hallar la temperatura de equilibrio teórica, se utiliza la siguiente ecuación

TA- Te = Te –TB……(II)

Según los datos de la tabla 2.1

TA= 38.0 ⁰C TB = 22.1 ⁰C

Entonces, reemplazando en la ecuación (II)

38.0 ⁰C - Te = Te –22.1 ⁰C

Para hallar la temperatura de equilibrio experimental, se utiliza la ecuación (I) usando los datos de la tabla 2.1 y 3

100 g×1calgºC

× (29.3 ⁰C−22.1 ⁰C )=C´ (38.0 ⁰C−22.1 ⁰C)

100×7.2calº C

=C´ (15.9)

Para hallar la capacidad calorífica de todo el sistema incluyendo el agua tibia


mH2O .Ce (Te – Th) = C’. (Tf – Te)……(I)

Te teórica= 30.05 ⁰C

C’= 45.28 cal/°C


C=45.28 calºC

+100g×1 calgºC

2. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

2.1. Estandarización de NaOH ≈0.2N con biftalato como patrón

W C 8H 5KO 4PEC 8H 5KO 4

= Vteórico NaOH x NNaOHUtilizando los datos de la tabla 2.2

0.1186 g

204.22g

eq−g= Vteórico NaOH x

0.2NVteórico NaOH = 2.9 ml

Hallando el factor de corrección

fc= VteoricoV experimental

2.9ml3.3ml

→ Normalidad corregida:

Nc= fc x Nteórica


CSISTEMA= C’ + mH2O x Ce

CSISTEMA= 145.28 cal/°C

#Eq-g C8H5O4K= #Eq-g NaOH

fc= 0.8788


Nc= 0.8788 x0.2N

2.2 Estandarización de HCl con NaOH

0.18 N x 23.1 ml = NHCl x 5 ml

2.3 Determinación de número de moles

Para hallar el número de moles, primero se debe hallar los volúmenes de HCl y NaOH que se utilizaron

De la neutralización: NHCl x VHCl = NNaOH x VNaOH

0.83 N X VHCl = 0.18 N x VNaOH

VNaOH = 4.6 VHCl

De la suma de volúmenes: VHCl + VNaOH = 200 ml

VHCl + 4.6 VHCl= 200 ml

Entonces, debido a que es una neutralización se cumple que

n= nHCl = nNaOH


Nc NaOH = 0.18 N

NNaOH X VgastadoNaOH = NHCl x VHClNc HCl = 0.83 N

VHCl = 36 ml

VNaOH = 164 ml mlml


n = NHCl x VHCl

n= 0.83N x 0.036 L

2.4 Determinación del calor de neutralización

Donde:

Qs = Calor tomado por la solución.

C = Capacidad calorifica del termo

TA = Temperatura inicial del ácido.

TB = Temperatura inicial de la base.

TE = Temperatura de Equlibrio.

n = numero de moles del acido o de la base

Reemplazando con los valores de la tabla 2.2 y los datos obtenidos en 1 y en 2.3

Qs = 145.28 cal/⁰C (25.7 ⁰C -((23.8⁰C +24⁰C ) / 2))0.03

DISCUSIÓN DE RESULTADOS


n= 0.03 mol

Qs = C (TE -((TA +T B ) / 2)) n

Qs = 8.717 Kcal /mol


En la parte de la práctica donde se tiene q hallar las normalidades corregidas del acido y la base se observa pequeñas diferencias con las teóricas esto debido a que al momento de la valoración el volumen hallado

se excedió de lo debido, y este exceso hizo que salieran los valores que damos como resultados.

Como hemos ya de saber, la cantidad de calor que se pierde en el sistema no es precisa, ya que intervienen diversos factores, como el termo, la temperatura ambiente, la temperatura de la pera y otros elementos.

En esta experiencia nos dimos cuenta de que cuando en una reacción la temperatura inicial de los reactantes es menor que la producida, la reacción es exotérmica; caso contrario, endotérmica.

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.

Cuando se tiene un sistema en estudio, se puede obtener datos

calorimétricos exactos mayormente cuando la reacción que ocurra dentro

del calorímetro sea exacta y rápida.

El tipo de calor de reacción se puede determinar por las diferencias que

ocurra de temperatura entre un reactivo y otro,, y la temperatura cuando

ambos reaccionan.

RECOMENDACIONES



Existen menos posibilidades de error por pérdida de calor ya que una vez comenzado el experimento, en ningún momento se abre la tapa del calorímetro. La utilización de resistencias como fuente de calor impide la disipación de calor al entorno ya que la transferencia se produce en el termo adiabáticamente aislado. Es importante, por lo tanto, la cronometría exacta del tiempo de entrega de calor, ya que de ello depende el resultado de la capacidad calorifica del calorímetro.

En titulación pesar exactamente el biftalato de potasio y anotar el volumen de agua destilada, en la que se disuelve el biftalato, para tener exactamente la concentración del biftalato ya que de esto dependen también las concentraciones del ácido y base, titular adecuadamente fijándose en el punto de equivalencia

Colocar exactamente las cantidades de agua necesarias para la obtención de la capacidad calorífica del calorímetro, así como también las temperaturas del agua fría y agua tibia

bibliografia



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APÉNDICE

CUESTIONARIO



1.- Explicar brevemente sobre los distintos tipos de calores de neutralización.

Calor de neutralización entre soluciones diluidas de ácidos fuertes y bases fuertes. La única reacción que se produces es la formación de agua a partir de los iones H+ Y OH-

Calor de neutralización cuando alguno de los electrolitos no es fuerte y/o cuando se usan soluciones concentradas. Parte del calor de neutralización se emplea en disociar la base o el ácido débil y en su dilución, es decir, intervienen los calores de ionización y de dilución.

2.- Establezca la relación entre ΔH y ΔU para una reacción en fase gaseosa y determine el ΔH y ΔU para la obtención del amoniaco a partir de sus elementos e fase gaseosa.

La relación establecida es:

Por el método de Haber Bosch se tiene:

Condiciones:

3.- Indique el procedimiento a seguir para determinar el ΔH de una reacción a temperaturas diferentes del estándar.

Según la ecuación de Kirchhoff tenemos que:

Suponiendo que hemos determinado un cierto calor de reacción a la temperatura T1 y queremos conocer su valor a la temperatura T2. Para

determinar cómo varía la entalpía de reacción ( ) con la temperatura,



manteniendo la P constante, se deriva con respecto a T la expresión que nos da la entalpía de reacción:

Para poder integrar la ecuación debemos conocer la dependencia de las capacidades caloríficas de productos y reactivos con la temperatura. Cuando el rango de temperaturas es pequeño se suele despreciar esta dependencia y podemos sacar fuera de la integral la variación de cuando no es así hay que integrar dicha variación con respecto a T, quedando así:

Tabla Nº 1: Condiciones de laboratorio

Presión 756 mmHg

Temperatura 20°C

Humedad Relativa 92%

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Jose Huapaya Barrientos “Fisico-quimica Teoria y Problemas “


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