TERMOQUIMICA
RESUMEN En la presente práctica experimental que fue muy extensa se emplearon 4 etapas del proceso de neutralización cuyo principal instrumento de laboratorio es el calorímetro. Para la primera etapa se requirió el calorímetro y el termómetro Dewan para determinar el coeficiente de enfriamiento, seguidamente del mismo se tomaron datos del tiempo y temperatura. Luego en la segunda etapa fue para determinar la constante equivalente del calorímetro donde se midieron las temperaturas al agregar agua fría y caliente. Posteriormente se prepararon dos soluciones (Acida y Básica) las mismas fueron usadas en la cuarta etapa y de donde se volvió a registrar la temperatura. Una vez concluidas las experiencias y registrando sus respectivos datos, se procedió a los cálculos con ayudad de las fórmulas que se reflejan e n el fundamento teórico, así los valores hallados son: El coeficiente de enfriamiento del calorímetro es: α =-0.00603ºC =-0.00603ºC La constante equivalente del calorímetro es: π = 48.4 [cal/ºC] El calor de neutralización obtenido es: Q N = 853.03 [cal] Para el calor de de disolución del HCl: Q HCl HCl=200.4 [cal] Para el calor de disolución del NaOH: Q NaOH NaOH=447.73 [cal] La eficiencia del proceso es de: R = 91.78%
TERMOQUIMICA 1.- INTRODUCCIÓN Cuando un sistema cambia de un estado a otro puede perder o ganar energía, bajo una forma de calor y de trabajo; es decir, que tanto los procesos químicos van acompañados por intercambios de calor, éste se puede medir mediante unos aparatos denominados calorímetros, registrando en ellos tan solamente el cambio de temperatura que se produce. Sin embargo, la medida de la temperatura en estos sistemas debe realizarse en un sistema aislado, por ello se prefiere su medición en sistemas adiabáticos, porque los incrementos de temperaturas suelen ocurrir en pequeñas variaciones. De modo que la aplicación de los métodos es para la determinación experimental de los: -Calores de las reacciones químicas -Calores de transformaciones de fases -Calores de combustión -Calores de disoluciones y de dilución -Calores de neutralización de soluciones Así como la medición de estas magnitudes es la esencia de la Calorimetría.
2.- OBJETIVOS * Determinar el calor de neutralización de una solución ácida con una básica, por el método adiabático, previa determinación del coeficiente de enfriamiento y la constante equivalente del calorímetro. * Calcular la eficiencia de trabajo experimental, como la relación de los valores de calor de neutralización experimental a valor teórico.
3.- FUNDAMENTO TEÓRICO Las ecuaciones químicas son descripciones incompletas de cambios, que se pueden hacer completas especificando la temperatura
y
presión de cada sustancia, junto con su estado de agregación o
estado físico y la energía involucrada por la re acción. En calorimetría generalmente el cambio de entalpía, ∆H se determina a presión constante, usando un calorímetro de solución, tal como un frasco o vaso aislado "un termo" o "frasco Dewar".
Aquí, se considera la determinación de ∆Q, siendo ∆Q
=
∆E
ó ∆H, ya que ∆Q es una función de
estado, por depender de su estado inicial y de su estado final, expresándose: T
Q Ci( productos calorimetr o)dT T 0
Siendo: Ci (Cv ó Cp.), capacidad calorífica del calorímetro y es constante para cambios razonables de temperatura.
3.1 CALOR DE NEUTRALIZACIÓN Es el calor necesario para la formación de una molécula de agua líquida a partir de un ión hidrógeno y otro ión oxidrilo, dichos iones provienen de una solución ácida y básica respectivan1cnte, esto es:
La reacción de neutralización completa es, a partir de las sustancias químicas respectivas: HCI(ac) + NaOH(ac) → NaCI(ac) + H2O(ac) + Q Los calores de las reacciones (2) y (3) se distinguen entre sí en e l calor de disolución de los reactivos de NaOH y HCl. Además, el calor de neutralización se determina como la cantidad de calor que se genera en el calorímetro más los calores de disolución de los dos reactivos, esto es:
Q Q1 Q DISOL En la práctica, también se escribe como:
Qneut Qcal Q HCl Q NaOH Donde:
Qcal Q HCl
.T (T f T 0 )
Q NaOH
m H 2O .Cp(T f T 0 ) m HCl .(Cp) HCl (T f T 0 )
m H 2O .Cp(T f T 0 ) m NaOH .(Cp) NaOH (T f T 0 )
(Cp) HCl 0.876(cal ) g (Cp) NaOH 0.750(cal ) g Es importante mencionar que durante la medida de la variación de calor en un calorímetro se tiene dos inconvenientes; primero el enfriamiento natural de! sistema, lo cual exige la determinación del
perfecto aislamiento del calorímetro o lo que es lo m ismo determinar el coeficiente de e nfriamiento del calorímetro: el segundo inconveniente se refiere a que, parte del calorímetro y sus accesorios absorben una cierta cantidad de calor durante el proceso de la variación de calor, por tanto es necesario determinar esta cantidad de calor, en términos de calor equivalente del calorímetro, que es una constante. Las ecuaciones que se usan para determinar el coeficiente de enfriamiento (α),
y
la constante
equivalente del calorímetro (π), son las siguientes expresiones:
3.2 DEL COEFICIENTE DE ENFRIAMIENTO Esta referido a la disminución de temperatura que se produce en el calorímetro durante el tiempo en que se alcanza el equilibrio en la reacción química y se puede determinar por
ln T f
ln T 0
t f
t 0
3.3 DETERMINACION DE LA CONSTANTE EQUIVALENTE DEL CALORIMETRO Se refiere a la cantidad de calor que absorbe el calorímetro y parte de sus accesorios. Su determinación es por transferencia de calor de un líquido caliente a un líquido frio.se puede determinar por la expresión:
DONDE: ∆T1=Te – T0
; ∆T2=Te – Tf ’
mc .Ce.T 1 m f .Ce.T 2 T 3
;
∆T3=Te – Tf
3.4 FRASCO DE DEWAR El frasco de Dewar es un recipiente inventado por Sir James Dewar(1842-1923), que tiene por objeto disminuir las pérdidas de calor por conducción, convección o radiación. Se utiliza para almacenar líquidos fríos o calientes y que es equivalente a un te rmo convencional. Su estructura consta de una doble pared de vidrio pintada de plateado y en el espacio intermedio se produce vació, cuya función principal es evitar la transparencia de energía por convección y conducción mientras que el plateado permite reflejar la radiación ya que la plata es un muy buen reflector y tiene baja permisividad.
4.- APARATO Y PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 4.1.- MATERIALES Y REACTIVOS
Termómetro de 0 a 100º
Vaso de precipitados
Hornilla
Cronometro
Calorímetro
4.2.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1º ETAPA Determinación del coeficiente de enfriamiento del calorímetro (α) o
Llenar con agua el vaso de precipitación y llevarlo a calentar y seguidamente medir la temperatura que tiene el agua caliente y este debe estar en el rango de 48 a 50ºC.
o
El agua caliente se lo lleva al calorímetro
o
Agitamos el calorímetro y medimos la temperatura más o menos cada 10 segundos durante 5 minutos y tomar nota de todas estas variaciones.
2º ETAPA Determinación de la constante equivalente del calorímetro (π) o
En el vaso de precipitación se pone una cantidad m f de masa de agua y se registra la temperatura inicial To.
o
Esta masa de agua lo agregamos al calorímetro y registramos la temperatura T o’.
o
Luego agregar al calorímetro agua fría y registrar la temperatura.
3º ETAPA Preparación de soluciones acido-básico o
Preparamos soluciones acida y básica que tenga el mismo volumen y concentración normal.
4º ETAPA Neutralización de ácido base y su medida de calor o
Una vez efectuada las soluciones acida y básica tenemos que determinar el calor del ácido y de la base.
o
Agregamos la solución acida al calorímetro y una cantidad de agua.
o
Después agregamos la solución básica al sistema y controlamos el tiempo hasta que alcance una temperatura de equilibrio.
o
Registramos la temperatura final de la solución.
5.- DATOS Y RESULTADOS En la experiencia realizada se llegó a registras los siguientes datos:
1º ETAPA Determinación del coeficiente de enfriamiento del calorímetro (α) Para conocer el coeficiente de enfriamiento del calorímetro, tenemos:
t [s]
T [ºC]
0 30 60 90 120 150 180 210 270 300
65.7 64.5 64.1 64.0 63.6 63.8 63.4 63.5 63.2 63.3
2º ETAPA Determinación de la constante equivalente del calorímetro (π) Para determinar la constante equivalente del calorímetro tenemos: Masa del agua fría [g]
mf = 230gr
Temperatura inicial del agua [ºC]
T0 =18.2ºC
Temperatura de agua fría en el calorímetro [ºC]
T0’ =18.7ºC
Masa del agua caliente [g]
mc = 220gr
Temperatura del agua caliente [ºC]
Tc = 64.5ºC
Temperatura de Equilibrio [ºC]
Te = 39.55ºC
Tiempo para alcanzar el Equilibrio [s]
te = 120seg
3º ETAPA Preparación de soluciones acido-básico Preparación de la solución ácida (HCl), tenemos: Masa de agua [g]
mH2O = 97.3gr
Volumen de HCl [ml]
V= 2.7 ml
Temperatura Inicial [ºC]
T0 = 19.9 ºc
Temperatura Final [ºC]
Tf = 15.5ºC
Preparación de la solución básica (NaOH), tenemos: Masa de agua [g]
mH2O =98.79 gr
Masa de hidróxido de sodio [g]
mNaOH = 1.21 gr
Temperatura Inicial [ºC]
T0 = 20.7ºC
Temperatura Final [ºC]
Tf = 20.6ºC
4º ETAPA Neutralización de ácido base y su medida de calor Para la neutralización acido – base se registraron los siguientes datos: Temperatura Inicial [ºC]
T0 = 19.9ºC
Temperatura Final [ºC]
Tf = 21.5ºC
Tiempo para alcanzar el equilibrio [s]
te = 71seg
Los datos obtenidos en la experiencia para un proceso de expansión irreversible y además isotérmico son: W = 2.08 J ΔU = 0 Q = 0.5 cal
6.- OBSERVACIONES Y DISCUSIÓN
o
Además podemos observar que en este caso, como el calor de neutralización tiene signo positivo, entonces el sistema absorbió calor.
o
Por otra parte se llegó a comprobar que en un calorímetro no sale ni entra calor ya que sirve para mantener un equilibrio térmico sin que el entorno llegue a influir. También se puede
indicar que en efecto el calorímetro y todos sus accesorios influyen para llegar a dicho equilibrio. o
Pero también se puede mencionar que hubo algunas dificultades para realizar la experiencia, ya que el hecho de que haya un solo calorímetro afecto, porque no se podía controlar a la temperatura exactamente, y algunos de los datos tiene errores, porque mientras se espera el calorímetro la temperatura cambia.
7.- CONCLUSIONES o
En la presente experiencia se llego a calcular el siguiente calor de neutralización ácido – base: Q N = [cal
o
La eficiencia del proceso es: R=%
BIBLIOGRAFÍA
Huanca Ibáñez Mario, Guía de Practicas de Laboratorio de Fisicoquímica
www.geocities.com/mariohiba
http://www.cie.unam.mx/~ojs/pub/Termodinamica/node22.html
APÉNDICE 1º Etapa
Calculamos α, tomando en cuenta la temperatura de acuerdo al tiempo obtenido en la segunda etapa:
T t
ln T f ln T 0
t f t o
Para un Δt ≈ 120 [s], reemplazando tenemos: ln 63.3
2º Etapa
ln 65.7
300
21.24 E
4 º C * 300 s s
0.0372 º C
En esta etapa tenemos que calcular la constante equivalente del calorímetro para lo cual utilizaremos la siguiente expresión:
mc * Ce * T 1 m f * Ce * T 2 T 3
Pero debemos hacer afectar α a cada ΔT, entonces: T 1 T e T c 18.7 º C 64.5º C 0.0372º C 45.8º C T 2 T e T 0 64.5º C 18.7 º C 0.0372 º C 45.8º C '
T 1 T e T 0 64.8º C 18.7 º C 0.0372º C 45.8º C
Reemplazando datos tenemos:
(220 g ) * 1cal g º C * (45º C ) (230 g ) * 1cal g º C * (25º C ) (25º C )
48.4 cal º C
3º Etapa Para la siguiente solución calcularemos la siguiente solución: Acido:
H 2O(l ) HCl (l )
HCl ( Ac)
Datos ΡHCl=1.19[gr/cm3] , %PHCl=34% ,PNaOH=99% Vsoln=100cm3 , NHCl=NNaOH=0.3N VHCl=N*PM*V*%P=0.3mol/L*36.6gr/mol*0.1L*100/34=2.7 ml
Como VH2O=100-2.7=97.3cm3 MNaOH=0.5mol*L*41gr/mol*0.1L*100/99=2.02gr VH2O=100-2.02=97.98cm3 Utilizaremos la siguiente expresión:
Q HCl m H 2O * Ce H 2O * (T f T o ) m HCl * Ce HCl (T f T 0 ) Reemplazando datos tenemos:
(97.3 g ) * 1cal º Cg * (18.7 13.5)º C (2.7 g ) * 0.876 c º Cg (15.5º 13.5)º C Q HCl 200.4cal
HCl
Básica: H 2O(l )
(l ) NaOH
NaOH ( Ac)
Utilizaremos la siguiente expresión:
Q NaOH
m H 2O * Ce H 2O * (T f T o ) m NaOH * Ce NaOHl (T f T 0 )
Reemplazando datos tenemos:
Q NaOH (97.98 g ) * 1cal º Cg * (18 13.5)º C (1.02 g ) * 0.75 cal º Cg (18 13.5)º C Q NaOH 347.73cal 4º Etapa
HCl ( Ac) NaOH ( Ac)
NaCl ( Ac) H 2O( Ac)
Como en esta etapa se volvió a registrar el tiempo debemos hallar el coeficiente de enfriamiento del calorímetro, para un Δt = 61s, tenemos:
ln T f
ln T 0
t f
t o
Reemplazando datos se tiene: ln 19.8
ln 15.6
71
0.00336
º C
* 71 s
s
0.24º C
Luego volvemos a hallar la constante equivalente del calorímetro:
π = 48.4 [cal / ºC] Para hallar el calor del calorímetro utilizaremos la siguiente expresión: Qcal = π ΔT
Pero ΔT debemos hacer afectar por α: T T f T 0 19.8 15.6 0.24
4.44[º C ]
Luego reemplazando tenemos:
Qcal
48.4 cal (4.44º C ) º C
Para hallar el calor de neutralización, tenemos:
204.9[cal ]
Q N
Qcal Q HCl Q NaOH
Luego reemplazando datos, tenemos:
Q N
204.9 200.4 447.73 853.03[cal ] QN=853.03 [cal]
Para el cálculo de la eficiencia: Como sabemos que 8.96 cal fueron absorbidos por el calorímetro por cada ºC, tenemos que el calor de neutralización teórico es: Q NT
541.92cal *
108.96 100
590.47cal
La eficiencia es:
R
QPr actico QTeorico
*100%
541.92cal 590.47cal
*100%
R 91.78%
CUESTIONARIO Responda a las siguientes preguntas: a) Explique cada uno de sus resultados obtenidos en las pruebas:
En la primera etapa se llegó a calcular el coeficiente de enfriamiento de calorímetro obtenido un valor de. α = - 0.0345 ºC Como podemos observar el calorímetro se enfría -.0345ºC en un tiempo de 120 s También se llegó a calcular la constante equivalente del calorímetro obteniéndose un valor de:
8.96 cal º C
El cual significa que por cada ºC e l calorímetro absorbe 8.96 cal. El calor de neutralización es: Q N = 541.92 [cal]
Como podemos observar el proceso absorbe calor lo cual significa al neutralizar un ácido con una base (fuerte), afecta el tiempo y la temperatura.
b) Como determina el calor específico del agua, explique el método con cálculos suponiendo, algunos datos:
mH2O = 4 (g) mc = 44 (g) Tc = 10ºC TH2O = 25ºC CeC = 0.20 (cal/gºC) Te = 15ºC Como sabemos:
Q A
Q B
mcCec T c m H 2OCe H 2OT H 2O
T c T eq T c 15 º C 10 º C 5º C
T H 2O T eq T H 2 o 15 º C 25 º C 10º C
Despejando de la ecuación α el Ce del agua y reemplazado:
Ce H 2 O
mcCec T c m H 2 o T H 2 o
cal 1.1 4 * (10) g º C
44 * 0.20 * 5
c) Calcule el cambio de entalpía ΔH a 1000ºK para la siguiente reacción en fase gaseosa:
CO2 ( g )
H 2( g )
CO( g ) H 2 O( g )
Utilizando de las tablas correspondientes las entalpías de formación del as sustancias a 25ºC y las ecuaciones de tres términos de las variaciones de las capacidades caloríficas con la temperatura, para cada componente del sistema: Solución
CO2 (g) + H 2 (g) → CO (g) + H 2O (g)
ΔH298(KJ/mol) CO2(g) = -393.51
H2(g) = 0 CO(g) =-110.53 H2O(g)=-241.814 ΔH298= ΔHfH2O(g) + ΔHf CO(g) - ΔHCO2(g) + ΔHfH2(g) ΔH298=-241.814 – 110.53 + 3930.51 ΔH298=41.166(KJ/mol) Para calcular la ΔH a 100ºK se utiliza la siguiente expresión: T
H ºT H º CpdT 298
298
Como no tenemos la ΔCp la calculamos de la siguiente manera: ΔCp= CpH2O(g) + Cp CO(g) - CpCO2(g) + CpH2(g) ΔCp = 7.7+0.04594*102T+0.2521*105T2-0.8587*109T3 ΔCp = 6.726+0.04001*102T+0.283*105T2-0.5307*109T3 ΔCp = -5.316-1.4285*102T+0.8362*105T2-1.784*109T3 ΔCp = -6.952+0.04576*102T+0.09563*105T2-0.2079*109T3 ΔCp = 2.18-1.297*102T+1.28*105T2-2.43*109T3 Reemplazando
1000
H º1000 H º 298
298
2.18 - 1.297 *10
2
T 1.28 *10 T - 2.43 *10 T dT 5
2
9
3
Integrando 100
1.297 E 2T 2 1.28 E 5T 3 2.42 E 9T 4 H º 1000 41.166 2.158T 2 3 4 298 1.297 E 2 1.28 E 5 2.43 E 9 2 3 4 2 . 158 ( 1000 ) ( 1000 ) ( 1000 ) ( 1000 ) 2 3 4 H º 1000 41.166 1 . 297 E 2 1 . 28 E 5 2 . 43 E 9 2 3 4 2.158 * 298 (298) (298) (298) 2 3 4 H º 1000 41.166 6.027 E 20
KJ H º T 6.027 *10 20 mol
d) En un vas calorímetro con un agitador de su termómetro se tiene 200g de agua a la temperatura de 15ºC y con el fin de determinar la constante equivalente en agua del calorímetro (vaso, agitador y termómetro) se añade 150 g de agua a la temperatura de 25ºC. La temperatura de
equilibrio de la mezcla es de 14º C, ¿Cuál es la constante equivalente en agua del calorímetro que se busca? Solución:
Datos mf = 200 g de agua π =? mc = 150 g de agua Tc = 25ºC Teq = 19ºC Para calcular la constante equivalente del calorímetro tenemos la siguiente relación:
mc CeT 1 m f CeT 2 T 3
ΔT1 = Te – Tc = 19-25=-6(ºC) ΔT2 = Te – Tf =19-15 = 4(ºC) ΔT3 = Te – Tf ’ = 19-15= 4(ºC) Reemplazando estos datos en nuestra ecuación tenemos:
150( g ) *1(cal / g º C ) * ( 6(º C ))
200( g ) *1(cal / g º C ) * 4(º C )
4(º C )
25(cal /º C )
e) Un calorímetro de latón de 200 g contiene 501.2 g de agua a la temperatura de 20ºC, se introducen 250 g de plomo a 100ºC y la temperatura final de equilibrio es de 21.32 ºC. ¿Cuál es el color específico del plomo?
mc = 200 g m H2O = 501.2 g T1 = 20ºC mPb = 250 g T2 = 100ºC Teq = 21.32 ºC CePb = ? Ce H2O = 1 [cal/gºC] Ce L = 0.091 [cal/gºC]
mc Ce L T 1
m H 2O Ce H 2O T 1 m Pb Ce Pb T 2
Pero : T 1 T eq T 1 21.32 20 1.32º C T 2 T eq T 2 21.32 100 78.68º C
El calor específico del plomo es: Ce Pb
(m L Ce L
m H 2O Ce H 2O )T 1
m Pb T 2
Reemplazando datos:
(200 g * 0.091cal ) *1.32º C 501.2 g *1cal g º C g º C
Ce Pb
250 g * (78.68º C )
Ce Pb 0.035cal g º C f) A partir de los calores de solución a 25ºC:
HCl ( g )
100 H 2 O HCl *100 H 2 O
NaOH ( g ) NaCl ( g )
H º 73.61[ KJ / mol ]
100 H 2 O NaOH *100 H 2 O
H º 44.04[ KJ / mol ]
200 H 2 O NaCl * 200 H 2 O
H º
4.23[ KJ / mol ]
Tomando los calores de formación de HCl (g), NaOH (g), NaCl (g) y H2O (g) de tablas. Calcúlese ΔHº para la reacción: HCl *100 H 2O NaOH *100 H 2O NaCl * 200 H 2 O H 2O(l )
Datos:
HCl ( g ) 100 H 2 O HCl *100 H 2 O NaOH ( s ) 100 H 2 O NaOH *100 H 2 O
73.61[ KJ / mol ] 44.04[ KJ / mol ]
NaCl ( s ) 200 H 2O NaCl * 200 H 2O
4.23[ KJ / mol ]
1 / 2 H 2( g ) 1 / 2Cl 2( g ) HCl ( g )
92.31[ KJ / mol ] 425.61[ KJ / mol ] 411.15[ KJ / mol ] 285.83[ KJ / mol ]
Na( s ) 1 / 2O2 ( g ) 1 / 2 H 2( g ) NaOH ( g ) Na( s ) 1 / 2Cl 2 ( g ) NaCl ( g ) H 2 ( g ) 1 / 2O2 H 2 O( l )
Aplicando la ley de Hess para calcularΔHºf para la reaccion: HCl *100 H 2O NaOH *100 H 2O NaCl * 200 H 2 O H 2O(l )
HCl ( g )
100 H 2 O
NaOH ( s )
HCl *100 H 2 O
100 H 2 O
NaOH *100 H 2 O
NaCl ( s ) 200 H 2O NaCl * 200 H 2O Na( s )
HCl ( g )
1 / 2Cl 2 ( g ) NaCl ( g )
NaOH ( g ) H 2 ( g )
1 / 2 H 2 ( g )
Na( s )
1 / 2O2
1 / 2Cl 2 ( g )
1 / 2O2 ( g )
H 2 O( l )
1 / 2 H 2( g )
(73.61)[ KJ / mol ] (44.04)[ KJ / mol ] 4.23[ KJ / mol ]
411.15[ KJ / mol ] (92.31)[ KJ / mol ] (425.61)[ KJ / mol ] 285.83[ KJ / mol ]
HCl *100 H 2O NaOH *100 H 2O NaCl * 200 H 2 O H 2O(l )
-57.18 = ΔHº
