Informe De Quimica

INTRODUCCION

Toda reacción química implica cambios de energía, por efectos de la ruptura de enlaces y la formación de nuevos enlaces, debido a la transferencia de protones, e- , atracción y repulsión de cargas; variando la energía cinética del medio. El balance energético de absorción o emisión determina si una reacción libera o requiere energía para llevarse a cabo.

OBJETIVOS:

1. Determinar el calor de neutralización de las siguientes reacciones:

a) NaOH + HCl → NaCl + H2O

b) KOH + HNO3 → KNO3 + H2O

c) NH4OH + CH3COOH → NH4 CH3COOH) + H2O

2. Calcular el error experimental

FUNDAMENTO TEÓRICO:

Efectos Caloríficos de las Reacciones Químicas

El efecto calorífico de una reacción que transcurre a presión constante Qp, es una medida cuantitativa de la variación de su entalpía o calor de reacción H:

Qp = – H

Si bajo esta condición se libera calor al ambiente, la entalpía del sistema decrece (H es negativo) y se dice que la reacción es exotérmica, y si absorbe calor, el sistema evidencia un incremento en su entalpía (H es positivo), que es característica de una reacción endotérmica.

Según la ley de Hess o ley de la suma constante de calores, el efecto calorífico de una reacción depende solamente del estado inicial y final del sistema, y es independiente de los estados intermedios por los cuales puede pasar el sistema. Esta ley establece que el calor de reacción o efecto calorífico de una reacción es igual a la suma de los calores de formación de los reactantes:

H = mH P R O D U C T O S – n H R E A C T A N T E S

Donde: m y n representan el número de moles de cada reactante en la ecuion quimica

El efecto calorífico de una reacción química es igual a la suma de los efectos caloríficos de cada etapa de la reacción:

H = H 1 + H 2 + H 3 + . . . . . + H n

La Ley de Hess permite determinar los efectos caloríficos, es decir, la variación de la entalpía de las reacciones químicas.

De acuerdo con la Teoría de la disociación electrolítica, la reacción entre un ácido

fuerte y una base fuerte:

N a O H ( a c ) + H C l ( a c )  N a C l ( a c ) + H 2 O(ℓ)

Puede ser representada en forma iónica:

N a1+ (a c ) +H 1 +(a c )+O H1– (ac )+ Cl1 – ( ac)N a 1 + (ac)+C l1 – (ac)+H 2 O(ℓ)

Y después de simplificar, obtenemos la reacción termoquímica de la reacción de neutralización:

H1+(ac) + ( O H)1 –(ac)  H 2 O (ℓ) H oFORMACIÓN = –5 6 , 9 k J

Independientemente del ácido o de la base que se haya elegido, es decir, la neutralización siempre dará como resultado la formación de agua a partir de sus iones, con el mismo efecto calorífico. La reacción inversa (disociación del agua en iones H1+ y OH1–) representa el calor de disociación del agua, que es igual al calor de neutralización con signo opuesto, o sea HoDISOCIACIÓN = + 56,9 kJ.

Los calores de neutralización de los ácidos y bases débiles son diferentes a los calores de neutralización de los ácidos y bases fuertes. Además, sus valores no son constantes debido a que dependen de la naturaleza de las sustancias. Esto se debe a que el proceso endotérmico de disociación de los electrolitos en iones, antecede al proceso exotérmico de formación del agua a partir de los iones H1+ y

OH1-, los efectos caloríficos de hidratación de los iones están considerados en el calor de neutralización. Ya que el efecto calorífico de una reacción de neutralización está acompañada por la disociación del ácido o de la base débil, y a veces también por la hidratación de los iones. Es por esto que el efecto calorífico de una reacción química se determina en un calorímetro.

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