Informe: Termoquímica

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Universidad Simón Bolívar

Departamento de Química

Laboratorio de Química General II

Práctica 1: Determinación del calor de reacción

Rebeca Leon 13-10731

rebeca.leon13@hotmail.com

RESUMEN: En la práctica se hicieron reacciones de neutralización y disolución para medir el calor generado con un calorímetro y así calcular la entalpía de la reacción. También se buscó comprobar la Ley de Hess. La capacidad calórica se calculó y fue 79,61J/°C Para la reacciones de neutralizaciones HCl y CH3COOH con NaOH respectivamente se obtuvo ∆Hb =-46,3kJ/mol con un error de -18,9% y ∆Hc=-49,6kJ/mol con un error de -10,1%. Para la reacción de disolución se obtuvo ∆Hd = -8,8kJ/mol con un error de -80,9%. Para la reacción de HCl(ac) y NaOH(s) se obtuvo ∆He=-43,4kJ/mol con un error de -52,7%. Los errores fueron altos y no se lograron los objetivos por errores de medición y por el calorímetro usado durante la práctica.

INTRODUCCIÓN:  La termoquímica es el estudio de los cambios de calor de reacciones químicas. Cuando sucede una reacción, generalmente esta libera energía en forma de calor (q), que es la energía térmica que intercambian dos cuerpos a diferente temperatura. Hay reacciones endotérmicas que absorben calor y exotérmicas que lo liberan. Para ello se tiene la calorimetría que mide la diferencia de calor de los procesos químicos y físicos utilizando un instrumento llamado calorímetro.

Existen dos tipos de calorímetros, a presión constante que mide directamente el cambio entalpía (∆H) y a volumen constante que mide directamente el cambio de energía (∆E). La entalpía es la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.

Para medir el calor liberado o absorbido de una reacción se necesitan saber varias propiedades como la masa de la sustancia (m) y el calor específico (s) que es el calor necesario para subir la temperatura de 1°C un gramo de sustancia. Con esto, se puede calcular la capacidad calórica (C) que es el calor necesario para subir 1°C cierta cantidad de sustancia, de manera que queda:

Con el termómetro se puede medir la diferencia de temperatura que tuvo la sustancia ∆T=(Tf – Ti) y ya teniendo la capacidad calórica, se puede obtener el calor del proceso: [1]

Un sistema es aquella parte del universo que es de interés para estudiar. Existen sistemas abiertos que intercambian energía y masa con los alrededor, cerrados que solo intercambian energía con los alrededores y aislado que no intercambian nada. Sabiendo que durante las reacciones químicas se cumplen las leyes de conservación de energía donde la energía permanece constante y la ley de conservación de la masa donde la masa consumida por los reactivos es igual a la obtenida en los productos [2]. Por lo tanto, hay que tomar en cuenta que tipo de sistema a estudiar es el mejor.

Es importante conocer la capacidad calorífica de un calorímetro ya que durante la reacción química, se libera un cantidad total de calor que se reparte entre el calorímetro y el sistema. Si se utiliza un calorímetro a presión constante y aislante como se utilizó en esta práctica la entalpía viene siendo directamente:

Donde  es:[pic 6]

La ley de Hess establece que si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en varias etapas [3].

Para esta práctica se realizaran las siguientes reacciones:

Con estas se midieron los calores, se calculó la diferencia de entalpía y se verifico si se cumple la ley de Hess.

MARCO EXPERIMENTAL:

En esta práctica se utilizaron beakers, cilindro graduado, termómetros, plancha y cuatro calorímetros hechos con un vaso de anime y un cartón corrugado. Durante la práctica, entre medidas, se colocaban los termómetros en agua a temperatura ambiente. Para esta práctica se determinaron dos capacidades calóricas, una (cal1) para la parte B y C, y la otra (cal 2) para D y E.

1. Determinación de la capacidad calórica del calorímetro: en dos calorímetros se agregaron 50,0ml de agua en cada uno, una a temperatura ambiente y la otra a una temperatura alrededor de 15-20°C mayor, previamente calentada en la plancha. Se dejó el agua dentro de los calorímetros unos minutos hasta que la temperatura estuviera constante y se procedió a medirla. Luego, el agua caliente se trasladó al calorímetro con agua fría y se tomo la temperatura de la mezcla, con los datos recolectados se calculó la capacidad calorífica del calorímetro del agua fría. Se repitió 3 veces el procedimiento.

1. Entalpía de neutralización  con : en los dos calorímetros se colocaron 50,0ml de HCl 1M y NaOH 1M respectivamente. Se midió la temperatura de la misma manera que en A y luego se mezcló el NaOH al calorímetro que tenía el HCl (el mismo calorímetro del agua fría el cual se le midió la capacidad calórica). Se tomó la temperatura de la mezcla y se procedió a calcular la diferencia de entalpía(∆H).[pic 14][pic 15]

1. Entalpía de neutralización de  con : para esta reacción se hicieron los mismos pasos que en B, pero con el ácido acético.[pic 16][pic 17]

1. Entalpía de disolución del :  en el calorímetro se colocaron 50,0ml de agua destilada y se pesó 2,18g de NaOH. Se añadió el NaOH al agua y con el termómetro se agitó la mezcla y se midió la temperatura para cuando llegó al máximo. Con los datos se calculó el calor de la disolución por mol de NaOH.[pic 18]

1. Entalpía de reacción de  con:  Se colocó en un cilindró graduado 28,0ml de HCl y se rellenó se agua destilada hasta 51,0ml. La solución se trasladó al calorímetro y se esperó a que la temperatura fuera constante. Luego, se pasó 1,06g de NaOH y se añadió al calorímetro. Se agitó la mezcla y se midió cuando la temperatura llegó al máximo. Por último se calculó la diferencia de entalpía por mol de agua formado.[pic 19][pic 20]

RESULTADOS Y DISCUSIÓN:

A. 

Table 1: Determinación de la capacidad calórica del cal1.

Table 2: Determinación de la capacidad calórica del cal2.

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