INDICE

TABLA DE CONTENIDO

1. INTRODUCCION.............................................................................2

2. RESUMEN.......................................................................................3

3. PRINCIPIOS TEORICOS.................................................................4

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL..............................................6

5. TABULACION DE DATOS...........................................................7

6. CÁLCULOS……………………………………………………………..87. DISCUSION DE RESULTADOS…………………………………..12

8. CONCLUSIONES.......................................................................13

9. RECOMENDACIONES...............................................................14

10.CUESTIONARIO…………………………………………………….15

11.BIBLIOGRAFIA..........................................................................21

12.APÉNDICE..................................................................................22

Introducción

En la mayoría de las reacciones químicas se libera o absorbe calor, una forma de energía. La

termodinámica es la ciencia que estudia la energía y sus transformaciones. La parte de la

termodinámica que estudia la variación de energía calorífica que acompaña a un proceso químico

es la termoquímica.

La energía es una propiedad de la materia y se puede definir como la capacidad para efectuar

trabajo o transferir calor. La energía se manifiesta de varias maneras que se pueden interconvertir

unas en otras. Así cuando se quema un combustible, la energía química de sus enlaces se convierte

en calor, que a su vez puede transformarse en energía mecánica o energía eléctrica; de esta forma

la energía se puede manifestar en forma de calor, trabajo, luz etc. La ley de conservación de la

energía constituye el primer principio de la termodinámica: la energía no se crea ni se destruye,

solo se transforma, por lo que la cantidad total de energía permanece constante.

Resumen

En esta práctica se abarco el tema de la termoquímica. La termoquímica consiste en el estudio de

las transformaciones que sufre la Energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una

aplicación de la Termodinámica a la química. El objetivo de esta práctica es determinar el cambio

térmico que acompaña a las reacciones químicas.

La experiencia se realizó bajo las siguientes condiciones de laboratorio : presión atmosférica =756mmHg , temperatura (T) = …… °C y humedad relativa (HR) =……. %

Para determinar el calor de neutralización de la reacción de NaOH y HCl, primero se determinó la capacidad calorífica del sistema, la estandarización del NaOH y HCl y finalmente la temperatura de equilibrio de la reacción en el calorímetro.

Para determinar la capacidad calorífica del sistema se utilizó la siguiente ecuación:

C=C '+mCe . En esta experiencia se halló primero el calor específico del calorímetro. En esta experiencia se añadió agua fría con un volumen 100ml a 22.1°C al calorímetro que contenía agua tibia con un volumen 100ml a 38°C contando cada 5 segundos se encontró la temperatura de equilibrio Te=29.3°C. Se determinó el calor especifico del calorímetro ya que Qganado=Qperdido, empleando la ecuación mCe(Tc-Te)=C’(Te-Tf), el C '=120.83cal /° C . Entonces el C=220.83 cal /° c

Luego se estandarizo el NaOH con el patrón BHK para poder corregir la normalidad del NaOH, la

normalidad corregida del NaOH=…….N. Después se estandarizo el HCl con NaOH donde se

determinó la normalidad corregida del HCl =……..N. Con esta normalidad corregida se pudo

determinar las moles de NaOH o del HCl. Las moles del……n= …….

En la siguiente experiencia se determinó la temperatura de equilibrio de la reacción de

neutralización del NaOH(ac) a 24°C con el HCl(ac) a 23.8°C, donde la temperatura promedio del NaOH

y del HCl T1=23.9°C, contando cada 5 segundos la Te=T2=25.7°C. Finalmente reemplazando los

valores en la formula Q=C ¿¿; el calor de neutralización es Q=…….kcal /mol

Principios teóricos

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.

Calor de formación).

Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar).

Se expresa como DHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre DH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

Ejemplos:

C(s) + O2(g)→CO2(g) DHf0= – 393,13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g)→H2O(l)DHf0 = – 285,8 kJ/mol

El calor de reacción, Qr se define como la energía absorbida por un sistema cuando los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Para una definición completa de los estados termodinámicos de los productos y de los reactantes, también es necesario especificar la presión. Si se toma la misma presión para ambos, el calor de reacción es igual al cambio de entalpía del sistema, DH r. En este caso podemos escribir: Qr= DHr

Los calores de reacción se calculan a partir de los calores de formación. El calor de reacción: es el cambio de energía que se presenta del rompimiento o formación de enlaces químicos. El calor de reacción se expresa generalmente en términos de calorías o kilocalorías (Kcal). Actualmente también se utiliza el joule (J) como medida de energía cuando se habla de cambios químicos.

El calor de reacción puede recibir diferentes nombres según el tipo de cambio que se produce en la reacción. Puede nombrarse entonces como: calor de formación, calor de combustión, calor de neutralización, etc.

Esta parte de la Química es objeto de estudio de la Termoquímica, a la que podemos definir como la rama estudia los cambios de energía calórica que acompañan a las reacciones químicas. Cuando se determina el calor de reacción, se conoce la cantidad de calor liberada o absorbida en una reacción a la misma temperatura de los reaccionantes. Si en la reacción química se produce absorción de energía se denomina endotérmica, y si hay, lo contrario, liberación de energía se denomina exotérmica.

Para trabajar este asunto debes manejar el concepto de Entalpía, simbolizado en Química con la letra H, debes saber que es el calor liberado o absorbido en una reacción por una presión constante; y este se determina calculando la variación de calor entre las sustancias resultantes y las reaccionantes.

Esta determinación se denomina variación de entalpía, VH. El signo de éste resultado o valor señala si hubo liberación de calor o absorción del mismo. El valor arrojado por esta diferencia o variación indica que tanto los reaccionantes como los productos contienen calor que es característico de su masa. El contenido de calor es una medida de la energía que está acumulada por una sustancia durante su formación.

Si el valor de la variación de entalpía es positivo, hubo absorción de calor durante la reacción; y si es negativo significa lo contrario, que hubo liberación de calor.

Tipos de reacciones según la Entalpía:

Reacciones endotérmicas

Son aquellas reacciones donde se absorbe calor, esto significa que la energía de las moléculas de las sustancias resultantes o productos (EP) es mayor que la energía de las moléculas de las sustancias reaccionantes (ER).

El medio donde ocurre este tipo de reacción se enfría.

Reacciones exotérmicas

Son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de las sustancias resultantes o productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de las sustancias reaccionantes (ER).

El medio donde ocurre este tipo de reacción se calienta

Procedimiento experimental

1. Capacidad calorífica del calorímetro

Se coloca 100ml 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.

Se toma las temperaturas exactas de ambas aguas, e inmediatamente se abre la llave de la pera y se deja caer el agua helada, se mide la temperatura cada 5 segundos, agitando constantemente, se anota la temperatura cuando esta tome un valor constante.

2. Calor de Neutralización de solución =0.2N de NaOH con solución =0.8N de HCl

Se determina las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando la base con biftalato de potasio y el ácido con la base. Se calcula las concentraciones corregidas.

Se calcula los volúmenes de las soluciones de hidróxido y de ácido necesarios para producir la neutralización, tales que sumados den 200ml.

Se seca por completo el frasco termo y se coloca en este, el volumen de base calculado, y en la pera el volumen de ácido. Se mide las temperaturas exactas de ambas soluciones, deje caer el ácido sobre la base, y se mide la temperatura cada 5 segundos.

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) 22.1Volumen de agua fría (ml) 100Temperatura del agua caliente (⁰C) 38.0Volumen de agua caliente en la pera (ml) 100Temperatura de equilibrio (⁰C) 29.3

2.1.1 Tiempo cada 5 segundos

Tiempo transcurrido(s) Temperatura(⁰C)0 24.45 25.1

10 26.615 28.020 28.725 29.030 29.235 29.3 (equilibrio)

2.2 Determinación de calor de neutralización

Masa de biftalato (g) 0.1186Volumen gastado valoración de NaOH (ml) 3.3Volumen de HCl(g) 5Volumen gastado valoración de HCl(ml) 23.1Temperatura inicial de NaOH 23.3Temperatura inicial de HCl 23.5Temperatura de equilibrio (⁰C) 25.7

Presión(mmHg) Temperatura(⁰C) % Humedad relativa756 22 95

2.2.1 Temperatura cada 5 segundos

Tiempo transcurrido(s) Temperatura(⁰C)0 24.05 25.0

10 25.515 25.620 25.7 (equilibrio)

CÁLCULOS

1. CAPACIDAD CALORÍFICA DEL SISTEMA

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

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

Te teórica= 30.05 ⁰C

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

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 0.2N

Vteórico NaOH = 2.9 ml

Hallando el factor de corrección

fc= VteoricoV experimental

2.9ml3.3ml

C’= 45.28 cal/°C

CSISTEMA= C’ + mH2O x Ce

CSISTEMA= 145.28 cal/°C

#Eq-g C8H5O4K= #Eq-g NaOH

fc= 0.8788

→ Normalidad corregida:

Nc= fc x Nteórica

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

n = NHCl x VHCl

n= 0.83N x 0.036 L

Nc NaOH = 0.18 N NN

NNaOH X VgastadoNaOH = NHCl x VHCl

Nc HCl = 0.83 N

VHCl = 36 ml

VNaOH = 164 ml

n= 0.03 mol

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

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

Qs = 8.717 Kcal /mol

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

El valor experimental de la entalpía de neutralización es de Kcal/mol, con lo cual al

compararlo con el valor teórico produce un error de %

Esta cifra tan elevada de error es debido a muchos factores que influyeran en la práctica

como son las condiciones en que se trabajo. Como por ejemplo al momento de hallar la

concentración del HCl se acabo la solución de NaOH que preparamos y tuvimos que utilizar

otra solución de la cual no sabíamos con exactitud su concentración.

debido a que el porcentaje de error fue alto el cual nos indica que las

condiciones al cual se trabajó no fueron las más óptimas, las cuales pueden

ser por tomar mal la lectura del termómetro, las mediciones de volúmenes

no fueron correctas.

CONCLUSIONES

Las reacciones químicas están acompañadas de cambios térmicos en las que se cumple la ley de conservación de la energía.

En el proceso de intercambio calorífico no hay transformación de una forma de la

energía en otra: una parte de la energía interna del cuerpo caliente se transmite al cuerpo

frío.

El valor de la entalpía de neutralización siempre es constante y es 13.36 kcal, ya que

cuando los ácidos y bases fuertes y las sales, están completamente disociados en sus

soluciones diluidas, el efecto químico común a todas estas neutralizaciones es la unión de

los iones hidratados hidrógeno e hidroxilo para formar agua no ionizada y es

sustancialmente el único cambio responsable para el efecto térmico observado.

El calor de neutralización es igual a la entalpía de neutralización debido a que se trabaja a presión constante de aproximadamente una atmósfera debido a que permanece abierto a los alrededores.

RECOMENDACIONES

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 helada.

Estas cantidades de agua deben ser números exactos para facilitar su medición con la bureta.

Tomar las temperaturas adecuadamente tratando de que no suba por efecto del medio

ambiente, esto ocurre si, se saca el termómetro del calorímetro y posteriormente volver a

introducirlo.

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 que pasará de

incoloro a grosella ya que el biftalato y el HCl son sustancias ácidas.

Realizar las estandarizaciones de del NaOH y del HCl con mucho cuidado al momento de

anotar los volúmenes gastados puesto que una pequeña variación en este valor puede

ocasionar un gran cambio en la concentra que se quiere determinar.

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 T 1 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: