termoquímica

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LABORATORIO DE FISICOQUIMICA A-I

TERMOQUIMICA

I.I. RESUMENRESUMEN

En la siguiente experiencia determinamos la cantidad de calor en una reacción termoquímica; en este caso el calor de neutralización y de reacción; para ejecutar el proceso (adiabático) fue necesario desarrollarlo sobre en un sistema aislado (donde no debe existir intercambio de materia y energía con el medio); es decir utilizando el calorímetro donde determinamos su capacidad calorífica al combinar agua a distintas temperaturas.

En la primera parte, para el cálculo del calor de neutralización, valoramos la base con biftalato y el acido con la base, de esta manera encontramos las concentraciones corregidas; luego adicionamos cierto volumen de acido sobre la base y producimos la neutralización en el calorímetro midiendo las temperaturas.

Así mismo, para el cálculo de calor de reacción, adicionamos cierta masa de Zn sobre una solución de CuSO4 en el calorímetro midiendo las temperaturas.

Con la capacidad calorífica del calorímetro, las temperaturas, el volumen y la masa calculamos el calor en una reacción de neutralización (HCl + NaOH) y de reacción (CuSO4 + Zn).

Finalmente con la ayuda del calorímetro, siendo esta un sistema aislado, comprobamos la manera de determinar el calor en una reacción.

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TERMOQUIMICA

II.II. INTRODUCCIONINTRODUCCION

La termoquímica estudia los efectos caloríficos en una reacción

química; y tiene importantes aplicaciones como: desde la combustión

del carbón para fines de calefacción, combustión de gasolina para

trasporte hasta en los procesos metabólicos del hombre. El desarrollo de

esta rama de la fisicoquímica ha contribuido significativamente en el

desarrollo del conocimiento de las reacciones químicas, bioquímicas,

equilibrio químico etc.

En determinadas condiciones, se podrá comprender que en las

reacciones químicas la cantidad de calor absorbido o desprendido está

definida tan exactamente como la cantidad e cualquier producto

formado. Así mismo, los conocimientos de cambios térmicos se podrán

consolidar recordando que en una reacción química hay una

reagrupación de moléculas y átomos, y que en ese proceso se van

rompiendo y formando nuevos enlaces.

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TERMOQUIMICA

III.III. OBJETIVOSOBJETIVOS

Determinar el cambio térmico que acompañan a las reacciones químicas.

IV.IV. MARCO TEORICOMARCO TEORICO

TERMOQUIMICA

La termoquímica estudia los cambios térmicos que se generan en las trasformaciones químicas y físicas; tiene por objetivo la determinación de la energía absorbida o desprendida como calor en muchos procesos, así mismo a través de múltiples métodos calcular los reajustes térmicos sin necesidad de recurrir a la experimentación.

Desde un punto de vista práctico es esencial saber si se absorbe o cede calor en una reacción particular, y en qué cantidad, pues en un caso habrá que tener medios para eliminar ese calor a fin de que se pueda efectuar la relación, en tanto que en otros se requerirán medios para proporcionar la cantidad de calor necesaria. Así mismo, se requiere conocer los calores de diversas trasformaciones para muchos tipos de cálculos fisicoquímicos.

Por esos motivos es imperativo considerar como se determinan experimentalmente los calores de reacción. Así como algunos de los métodos y principios que se han deducido de la termodinámica para evaluar tales cambios térmicos sin tener que recurrir a la experimentación en cada caso.

MEDICION DE LOS CAMBIOS TERMICOS

Para la determinación directa de estos cambios térmicos se utilizan los calorímetros. El calorímetro es un recipiente aislado térmicamente y lleno de agua, en la cual se sumerge la cámara de reacción. En una reacción exotérmica el calor generado se trasmite al agua y la elevación de temperatura resultante se lee a través de un termómetro sumergido en ella.

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TERMOQUIMICA

Conociendo la cantidad de agua presente, su calor especifico y el cambio de temperatura es posible determinar el calor generado en la reacción.

MEDIDA DE CALORES DE REACCION

Son muy pocas las reacciones en la que se puede medir con seguridad sus calores de reacción; lo amas adecuado para un estudio calorimétrico es que la reacción sea muy rápida, completa y que no dé lugar a reacciones secundarias. En las reacciones rápidas el calor generado se desprende en un periodo muy corto, entonces es muy fácil que el calor fluya desde el sistema en reacción al medio que le rodea, en el cual se puede realizar la medida del cambio de temperatura del sistema. La reacción debe ser completa para que no realizar complicadas correcciones debido a la porción de reactivos que no han reaccionado. Una reacción que no se presenten procesos secundarios implica que su evolución conduce directamente a obtener unos determinados productos finales sin que surjan complicaciones por otras reacciones paralelas.

V.V. PARTE EXPERIMENTALPARTE EXPERIMENTAL

Materiales:

Frasco termo con tapón de corcho y agitador Termómetro de 00C a 1000C Bureta Vasos Erlenmeyers Probetas de 100 y 250mL Pipetas

Reactivos:

Solución de NaOH ≅ 0,2N Solución de HCl ≅ 0,8N Biftalato ácido de potasio Fenolftaleína.

Procedimiento experimental:

A. Capacidad Calorífica del Calorímetro

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Bureta: NaOH

Erlenmeyer: HCl ó BIFTALATO


TERMOQUIMICA

Se armó el quipo como se muestra en la siguiente figura.

Luego se coloco 150 mL de agua de caño en el termo y el mismo volumen de agua helada (60C) en la pera.

Por último se midió las temperaturas exactas de ambas aguas, luego se abrió la llave de la pera dejando caer el agua. Se midió la temperatura cada 10 minutos y se anotó la temperatura cuando ésta tomó un valor constante.

B. Determinación de Calor de Neutralización entre soluciones de NaOH (ac) ≅ 0,2N Y HCl (ac) ≅ 0,8N

Se determinó las concentraciones exactas de ambas soluciones:

Para el NaOH se valoró con Biftalato de potasio (C6H4(COOH)COOK) (solución patrón).

Para el HCl se valoró con el NaOH determinado anteriormente.

Estas dos valoraciones se hicieron con el indicador fenolftaleína, hasta q vire de transparente a rojo grosella, y se anotó el volumen gastado de la solución de NaOH

TERMOMETRO

FRASCO TERMO

PERA

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Sol. Incolora Sol. Rojo grosella


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Luego se calculó los volúmenes de las soluciones de NaOH y HCl para una neutralización, tal que sumados estos dos volúmenes den 300mL. Los volúmenes lo determinamos mediante la siguiente igualdad.

N HCl×V HCl=N NaOH×V NaOH

El volumen calculado del NaOH se colocó en el termo; y en la pera, el HCl. Se midió las temperaturas exactas de ambas soluciones, se dejó car el ácido sobre la base y se midió la temperatura cada 10 minutos, hasta que esta tomó un valor constante y se anotó éste valor.

C. Calor de Reacción de CuSO 4 y Zn metálico.

En el termo se colocó 295mL de agua destilada, y se le agregó 5g de CuSO4.5H2O, se midió la temperatura hasta que ésta permanezca constante.

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Luego se agregó 3,2g de Zn metálico, se tapó rápidamente el frasco del termo, también se tapo el orifico donde iba la pera, se midió la temperatura cada 10 minutos, hasta que esta tomó un valor constante y se anotó éste valor

Nota: debe desaparecer el color azul de la solución.

VI.VI. TABLA DE DATOSTABLA DE DATOS

Capacidad calorífica del Calorímetro

Volumen agua fría 150 ml

Volumen de agua helada 150 ml

Temperatura (agua fría) 21ºC

Temperatura (agua helada) 6ºC

Ce (agua) 1.004cal/gºC

Temperatura de equilibrio 14.5ºC

C' 196,9266 cal/ºC

C 347,5180 cal/ºC

Titulación del NaOH

SUSTANCIA CANTIDAD

Peso del Biftalato 0.1 g

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Biftalato en agua 50 ml

Volumen consumido de NaOH 2.5 ml

Normalidad teórica de NaOH 0.2N

Titulación del HCl

SUSTANCIA CANTIDAD

Volumen del HCl 2 ml

Volumen consumido de NaOH

8.2 ml

Normalidad teórico de HCl 0.8N

Normalidad Experimental del HCl y NaOH

HCl 0.1953N

NaOH 0.8007N

Neutralización del HCl y NaOH

SUSTANCIA CANTIDAD

Volumen de NaOH 241.2 ml

Temperatura NaOH 23 ºC

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Volumen de HCl 58.8 ml

Temperatura HCl 22 ºC

Temperatura equilibrio 24 ºC

Calor de neutralización

Volumen de HCl 58.8 ml

Volumen de NaOH 241.2 ml

Temperatura HCl 23ºC

Temperatura NaOH 22ºC

Temperatura equilibrio 24 ºC

Q experimental -11.0674 Kcal/mol

VII.VII.CALCULOSCALCULOS

A. Capacidad Calorífica del Calorímetro.

Datos:

V agua helada=V aguafria=150mL

T aguahelada=T h=60C=279K T equilibrio=Te=14.50C=287,5K

T aguafria=Tf=210C=294K

Con estos datos podemos conocer la capacidad calorífica de todo el sistema aplicando el balance de calor:

Q ganado=Q perdido

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mCe (Te−Th )=C ' (Tf−Te)

En donde el agua helada es la que gana calor y el agua fría es la que pierde.

Hallamos la masa del agua fría:

De tablas se tiene q la densidad y el Ce teóricos del agua a 6 0C son:

ρH 2O60C =0,9999430

gmL

CeH 2O

60C=1,004calK . g

De la densidad podremos sacar la masa:

m=ρH 2O60C ×V=0,9999430

gmL

×150mL

m=149 .9914 g

Reemplazamos los datos en la ecuación de balance de calor:

mCe (Te−T h )=C ' (Tf−Te )

149.9914 g×1,004calK .g

× (287,5K−279K )=C '×(294K−287,5K )

C '=149,991×1,004×8,56,5

Entonces la capacidad calorífica del termo será: C'=196 ,9266

calK

Y la capacidad calorífica del todo el sistema incluyendo el agua helada será:

C=C '+mCe

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C=196,9266calK

+149.9914 g×1,004calK . g

C=347 ,5180calK

B. Calor de Neutralización

1. Valoración del NaOH (ac) ≅ 0,2N con Biftalato de potasio (patrón primario)

Datos:

Masa del patrón: Wpatron=0,1gPeso equivalente: Pe= 204,228

Usamos la siguiente igualdad:

¿Eq−g=N NaOH exp×V NaOH exp

Pero el V NaOH es experimental por lo tanto podemos hallar el valor de la concentración del NaOH corregido:

V NaOH exp=2,5mL

Reemplazando:

W patron

Pe=N NaOH exp

×V NaOHexp

0,1 g204,8

=NNaOH exp×2,5mL

N NaOH exp

¿=0 ,1953N ¿

2. Valoración del HCl ≅≅ 0,1Ncon NaOH

DATOS:

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V HClexp=2mL

V NaOH exp=8,2mL

N NaOH exp=0,1953N

N HClexp×V HClexp

=N NaOH exp×V NaOH exp

Reemplazando datos:

N HClexp=0,1953N ×8,2mL

2mL

N HClexp=0 ,8007N

3. Determinación de volúmenes para una neutralización

Dato:

VHCl + VNaOH=300mL N NaOH exp

¿=0,1953 ¿

VHCl=300-VNaOH N HClexp=0,8007N

N HCl×V HCl=N NaOH×V NaOH

N HCl×(300−V ¿¿NaOH )=N NaOH×V NaOH ¿

V NaOH=300×N HCl

(N HCl+N NaOH)

V NaOH=300×0.8007

(0.8007+0.1953)

V NaOH=241,2mL

V HCl=58,8mL

4. Determinación del calor de neutralización:

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Datos:

Promedio de las temperaturas del acido y de la base:

T1=22,50C

Temperatura de equilibrio: Te=240C

# de moles de acido o base que intervienen en la reacción:

n=0.0471mol

C=347,5180calK

Entonces con estos datos podemos calcular el calor de neutralización a partir de la ecuación:

Q=C ( Te - T1 )

n

Q=347,5180(24−22,5)

0.0471

Q=-11,0674 Kcal/mol……………..(1)

PORCENTAJE DE ERROR:

A partir de los valores de las entalpias de formación teóricas a 18 y 25 °C, obtuvimos el valor teórico del calor de neutralización:

QTeórico=∆ H 22℃=−13,5057Kcalmol

… (2)

Por lo tanto de (1) y (2), calculamos el porcentaje de error:

%E=V exp .−V Teórico

V Teórico

∗100

%E=18.05 %

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C. Calor de Reacción del sulfato con zinc metálico

temperatura de la solución de sulfato de cobre: T2=210C

Temperatura de equilibrio: Te=250C

# de moles de CuSO4.5H2O : M=0,0204mol

CT=C+CM

C=347 ,5180calK

CM=capacidad calorífica para el Zn metálico=6cal/mol

Pero el número de moles totales del Zn metálico es igual al inicio y al final de la reacción:

n=W Zn

PA= 3,25 g

65,409 gmol

=0,05mol

Entonces podemos hallar CM

CM=0.05molZn×6cal

1molZn=0,3cal

CT=C+CM=347,5180+0,3=347 ,8180cal /K

Entonces con estos datos podemos calcular el calor de reacción a partir de la ecuación:

Q=CT ( Te - T1 )

M

Q=347,8180(25−21)

0,0204

Q=-68.199K cal/mol………….(1)

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TERMOQUIMICA

PORCENTAJE DE ERROR:

Ahora, a partir de ley de Hess determinamos el valor del calor de reacción a partir de la diferencia entre la suma de las entalpías del producto y sus correspondientes de los reactantes.

∆° Rx=QTeórico=∑ n∆ H °f productos−∑ n ∆H °f reactantes

De la ecuación termoquímica

CuSO4(ac) + Zn(s) ZnSO4(ac) + Cu(s)

Tenemos que:

∆° Rx=QTeórico=∆ H °f ZnSO4−∆ H °f CuSO 4

∆° Rx=QTeórico=−982,84KJmol

−(−771,412KJmol )

∆° Rx=QTeórico=−43,14Kcalmol

…. (2)

Por lo tanto, de (1) y (2) el porcentaje de error será:

%E=58.09 %

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VIII.VIII. GRAFICASGRAFICAS

AGUA HELADA - FRIA

RX NEUTRALIZACION

t(s) T(°C)10 16.220 15.430 14.840 14.550 14.560 14.570 14.5

t(s) T(°C)10 23.420 23.830 2440 2450 2460 24

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IX.IX. DISCUSION DE RESULTADOSDISCUSION DE RESULTADOS

•• Las capacidades caloríficas que se obtuvieron del sistema, es decir del calorímetro, deben haber tenido un considerable porcentaje de error debido a que las temperaturas medidas antes de proceder con la experiencia varían en el transcurso de esta por las condiciones ambientales. Además, tenemos también que algunos instrumentos de medición de volúmenes como pipetas, probetas, vasos y el mismo calorímetro, no están debidamente calibrados o no los hemos utilizado con absoluta precisión, así también para el caso del calorímetro, el cual no ha tenido un funcionamiento apropiado por no encontrarse completamente aislado.

• En la determinación del calor de neutralización, el valor teórico aproximado para una temperatura de 22 º C es de -13.5057Kcal/mol. En nuestra práctica obtuvimos como resultado el valor de 11.0674Kcal. por lo que nos da un porcentaje de error de 18.05%. Este porcentaje de error es consecuencia de errores anteriores ya que sólo se reemplazaron datos para determinar dicho calor, es decir, se debió a no tener un buen equipo aislado.

• Finalmente, en la experiencia de Calor de Reacción logramos verificar el cambio de temperatura ocurrido durante la reacción exotérmica al combinar la solución de sulfato de cobre con zinc en polvo dentro del calorímetro. El cambio de temperatura no fue muy grande, por lo que deducimos que hubo pérdida de calor debido a que el sistema del calorímetro que utilizamos en el laboratorio no está completamente aislado y por ello siempre habrá una pérdida de calor considerable.

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X.X. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONESCONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

Es posible calcular la capacidad calorífica de un sistema, para el caso un calorímetro, y con ese valor realizar posteriormente cálculos para diversos cambios de temperatura ya sea por neutralización o reacción. Sin embargo, se debe tener en cuenta que siempre habrán desviaciones de la idealidad debido a las condiciones de trabajo que siempre generan errores producto de las malas mediciones y de la pérdida de calor del sistema.

Al medir la capacidad calorífica de una misma sustancia. Por ejemplo agua, combinándola a diferentes temperaturas se puede predecir la cantidad de calor que se transfiere.

Para nuestros cálculos, en la determinación del calor de neutralización hemos visto que la temperatura inicial para ambas sustancias es menor a la de equilibrio y promedio porque hubo una transferencia de energía producto de la reacción exotérmica producida.

El calor de neutralización es el calor que se desprende cuando una molécula de un ácido fuerte reacciona con una molécula de una base fuerte en una cantidad de agua lo bastante grande para que el ácido y la base que reaccionan y la sal que se forma estén completamente ionizados.

Los calores de neutralización dependen de la ecuación termoquímica donde se especifican el número de moles que intervienen en la reacción.

El cambio de calor en una reacción particular siempre es constante e independiente del modo como se efectué la reacción.

Los datos termoquímicos son indispensables para muchos cálculos teóricos de importancia que permiten predecir el equilibrio químico y el grado de eficiencia de una reacción.

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TERMOQUIMICA

APENDICEAPENDICE

XI.XI. CUCUESESTIONARIOTIONARIO

1. ¿Cuáles son las reglas que deducen se deducen de la ley de Hess? Dar ejemplos.

El cambio de estado producido por una reacción química específica es definido, pues la entalpia es una función de estado. En consecuencia, si transformamos un conjunto específico de reactivos en un conjunto especifico de productos, mediante más de una secuencia de reacciones, la variación total de entalpia debe ser la misma para cada secuencia. Esta regla es consecuencia de la primera ley de la termodinámica, conocida originalmente como la ley de Hess para la suma constante de calores.

Ejemplo: síntesis de NaCl a partir de sodio y cloro a 25°C.

Método 1

Na(s )+H 2O(l )→NaOH (s)+12H 2(g )

∆ H=−139,78KJ /mol

12H 2(g )+

12Cl2 (g)→HCl(g)

∆ H=−92,31KJ /mol

HCl(g)+NaOH (s)→NaCl(s)+H 2O(l) ∆ H=−179,06KJ /mol

Na(s )+12Cl2 (g)→NaCl(s)

∆ H=−411,15 KJ /mol

Método 2

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TERMOQUIMICA

12H 2(g )+

12Cl2 (g)→HCl(g)

∆ H=−92,31KJ /mol

Na(s )+HCl(g )→NaCl(s)+12H 2(g )

∆ H=−318,84KJ /mol

Na(s )+12Cl2 (g)→NaCl(s)

∆ H=−411,15 KJ /mol

Si una reacción se realiza en varias etapas, el calor producido en la reacción total será la suma algebraica de los calores de las diversas etapas, y esta suma a su vez será idénticas calor que la propia reacción producirá o absorberá si se llevara a cabo en un solo paso. Esto permite calcular los calores de muchas reacciones en las cuales no sea posible la determinación experimental directa o cuando no se desea medir tales calores.

2. ¿Qué diferencia existe entre los calores de reacción a volumen constante y a presión constante?

A volumen constante cualquier cambio térmico que ocurra debe ser originado solo por la diferencia en la suma de energías internas de los productos y la suma de energías internas de los reactivos y no se realiza ningún trabajo; sin embargo a presión constante, no sola tiene lugar al cambio de energía interna sino también se realiza trabajo en una expansión o compresión del sistema.

3. Definir los siguientes términos termodinámicos: proceso, cambio de estado, proceso cíclico y proceso reversible.

Proceso:

Un proceso termodinámico es el cambio de estado de un sistema a otro. Por ejemplo: proceso adiabático, cambio de estado del sistema en donde no ingresa ni sale calor.

Cambio de estado:

Cambio de estado es el proceso mediante el cual las sustancias pasan de un estado de agregación a otro. El estado físico depende de las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las partículas. La modificación de la temperatura o de la presión modificará dichas fuerzas de cohesión pudiendo provocar un cambio de estado.

Proceso cíclico

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Es aquel en el que el estado inicial es igual al estado final, por ejemplo en ciclo de Carnot.

Proceso reversible:

El cambio de estado se da mediante una serie de etapas en el equilibrio. Es muy difícil e hipotético (eficiencia máxima) por ejemplo el ciclo de Carnot.

XII.XII. BIBLIOGRAFIABIBLIOGRAFIA

Sistemas Quimicos: Termoquimica, Cinetica Y Propiedades

Coligativas - Escrito por Gordon M Barow

FISICOQUIMICA FUNDAMENTEAL Samuel H. Maron y Jerome B.

Lando

Química física, Volumen 1- Escrito por Gordon M. Barrow

Físicoquímica Escrito por Gilbert W. Castellan

http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/caloresph2o.pdf

http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/caloresph2o.pdf

termoquímica

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