“CALOR DE NEUTRALIZACION”.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA[pic 1]

FACULTAD DE INGENIERIA AMBIENTAL

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LABORATORIO N° 1

“CALOR DE NEUTRALIZACION”[pic 3]

CURSO: FISICOQUIMICO

PROFESOR(A): YUPANQUI, BILMA

INTEGRANTES:

• CONDORI MAMANI, RUTH MARILYN
• MORENO RIVAS, SADITH YOSELYN
• VASQUEZ JIMENEZ, MARILYN NOELIA[pic 4]

2016

1. INTRODUCCIÓN

Las leyes de la Termoquímica están basadas en el principio de conservación de la energía -Primer Principio de la Termodinámica, y pueden enunciarse como sigue:

1. Ley de Lavoisier y Laplace. Enunciada en 1780 por Lavoisier y Laplace, establece que: “La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto químico es precisamente igual a la desprendida en la formación del mismo a partir de sus elementos”, es decir el calor de descomposición e un compuesto químico es numéricamente igual a su calor de formación, pero de signo opuesto. 

1. La segunda ley importante de la termodinámica fue descubierta experimentalmente por HESS en 1836 y se conoce como Ley de Hess o Ley de la Suma Constante de Calor, según la cual: “la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, partiendo de un estado inicial y llegando a otro final es siempre la misma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases”. Esto significa que el calor neto de la reacción, a presión constante o a volumen constante, depende soamente de los estados iniciales y final, y no de los estados intermedios por los cuales pueda pasar el sistema.

La importancia práctica de esta Ley es extraordinaria, ya que, según ella, las ecuaciones termoquímicas pueden tratarse como algebraica y, en consecuencia, combinando adecuadamente aquellas, obtenidas experimentalmente, es posible calcular calores de reacción no susceptibles de determinación directa.

1. RESUMEN

En esta práctica de laboratorio analizaremos el comportamiento de diversos sistemas formado por un ácido fuerte y una base fuerte, como por ejemplo el ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH). Cuando hablamos de especies fuertes, nos referimos a aquellas que están completamente disociadas. En la  disolución el HCl se encuentra completamente disociado en las especies H+ y Cl-, por lo tanto podemos afirmar que no existe nada de la especie sin disociar (HCl); de igual manera el NaOH también se disocia completamente en Na+ y OH-.

Cada disolución constituye un sistema y si este se encuentra a temperatura constante y no ocurre reacciones químicas, entonces podemos decir que el sistema se encuentra en equilibrio. Cuando se mezclan, las especies iónicas de ambas disoluciones abandonan el equilibrio y evolucionan hacia uno nuevo. En éste, los iones de una especie se rodean de los de la otra resultando una situación termodinámicamente más favorable. Energéticamente esto quiere decir que si se suman las energías de los dos sistemas iniciales, el resultado es un valor mayor que el que corresponde a la disolución final.

Al mezclar dos de las disoluciones (un ácido fuerte  una base fuerte) comprobaremos que aumenta la energía cinética de las partículas, lo que evidenciaremos un aumento de temperatura. El nuevo sistema se encontrara desplazado del equilibrio termodinámico debido a que aumenta la temperatura y este es ahora diferente de la del medio que la rodea, y como consecuencia de este desequilibrio se dará lugar a la transferencia de energía (que se denomina calor) entre el sistema y el medio.

1. OBJETIVOS

• Determinar si nuestros resultados experimentales se aproximan a la teoría establecida.
• Analizar el calor de neutralización de un ácido fuerte y uno débil.
• Determinar la cantidad de calor que interviene en la neutralización de nuestro experimento.
• Comprobar que la mezcla de soluciones de un ácido con una base, aumenta la temperatura del sistema.

1. FUNDAMENTO TEÓRICO

Toda transformación química se acompaña de absorción o liberación de energía que suele manifestarse en forma de calor como consecuencia de un gradiente de temperatura. Este calor se puede medir directamente mediante el uso de un calorímetro; por lo tanto. Podemos medir la entalpía de una reacción haciendo que ésta se produzca en el interior de un calorímetro y determinando el calor de esa reacción; además podemos los procesos químicos pueden clasificarse en endotérmicos y exotérmicos respectivamente. En las reacciones químicas esta variación calorífica representa la diferencia entre el contenido energético de los productos y el de los reactivos, en las condiciones de p, V y T que se especifiquen.

ENTALPÍA

Se entiende por entalpía de un proceso al calor desprendido o absorbido a presión constante. Es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno.

Por ejemplo:

En una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción:

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La entalpía es una propiedad extensiva y se reprenda por:

H = E + PV

ENTALPÍA DE LAS REACCIONES

La entalpía de una reacción es el cambio de entalpía que se produce durante la misma. Cuando esta se lleva a cabo entre reactivos, todos en sus estados estándar, y se dan productos también en sus estados estándar, la entalpía de la reacción es:

∆Horxn= -(∑∆Hoc productos - ∑∆Hoc reactivos)

CALOR DE REACCIÓN

El calor es la energía que un sistema intercambia con otro o con sus alrededores como consecuencia de un gradiente de temperatura. Este calor se puede medir directamente mediante el uso de un calorímetro; por lo tanto podemos medir la entalpía de una reacción haciendo que ésta se produzca en el interior de un calorímetro y determinando el calor de esa reacción.

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CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

El calor de neutralización es definido como el calor producido cuando un equivalente gramo de ácido es neutralizado por una base. El calor de neutralización tiene un valor aproximadamente constante, en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que es formada por la reacción:

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