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
(!!
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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
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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
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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
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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
Tipo de reacción: Reacción exotérmica
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.
Tipo de reacción: Reacción exotérmica
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
Tipo de reacción: Reacción exotérmica
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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
Tipo de reacción: Reacción exotérmica
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.
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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).
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Bibliografía
1) http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_4.pdf
2) http://www.fisicanet.com.ar/quimica/compuestos/ap01_reacciones_quimicas.php
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CALORIMETRIA Y TERMOQ UIMICA
Alumnos: Esteban González
Ignacio Alegría
Daniel Valenzuela
Carrera: TUAQF
Profesor: Juan Ortiz
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