UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
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TERMOQUIMICA I . INTRODUCCION:
La energia energia es muy importante importante en cada cada aspecto aspecto de de nuestra nuestra vida vida diaria. La comida comida que ingeri ingerimos mos suminis suministra tra energia energia para mantene mantenerr la vida vida con todas todas sus sus activi actividad dades es y preo preocup cupaci acione oness .La dispon disponib ibili ilidad dad de ener energia gia relat relativa ivamen mente te barata barata es un factor factor importante en nuestra nuestra sociedad tecnologica. tecnologica. Debemos entender el almacenamiento almacenamiento y uso de energia sobre una base cientifica para aprender a disminuir nuestra dependencia del petroleo y del gas natural como nuestras fuentes principales de energia . El concepto de energia esta en el mismo principio de la ciencia .Todos los procesos fisicos y quimicos estan acompañados por transferencia de energia .Debido a que la energia no se crea ni se destruye, debemos comprender a justificar la transferencia de energia de un cuerpo a otro otro . Normalmente Normalmente este cambio cambio de energia energia implican calor calor de ahí la parte parte de TERMO de TERMOQUIMICA .
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II . OBJETIVOS: Determinar el cambio termico que acompaña a las reacciones quimicas .
III . MARCO TEORICO :
Termoquímica Rama de la Química física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transfo transforma rmacio ciones nes físicas físicas o químic químicas. as. Su fin es determ determina inarr las cantid cantidade adess de energí energíaa desprendidas o absorbidas como Calor durante una transformación, así como desarrollar méto método doss de cálcu cálculo lo de dich dichos os movim movimie ient ntos os de calor calor sin sin neces necesid idad ad de recur recurrir rir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos. La termoquímica es parte de una rama mucho mas amplia que es la termodinámica la cual describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos. El calor que se transfiere transfiere durante una reacción química 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.
CONCEPTOS PREVIOS Sistema: Definimos sistema como la “porción delimitada del mundo físico (y especificada) que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio”.
Tipos de sistemas: Aislado: No hay transferencia de masa o energía con el entorno. Un ejemplo es un termo ideal (aislado y de paredes rígidas). Cerrado: No hay transferencia de masa pero sí de energía en forma de calor, trabajo o radiación. Por ejemplo cualquier recipiente cerrado no ideal. Abierto: Transfiere masa y energía con su entorno. Un ejemplo es el cuerpo humano.
Entorno: son los alrededores del sistema, todo aquello que lo rodea, la parte del universo que queda alrededor y puede afectarle en algo.
Pared: la pared es lo que separa a nuestro sistema del entorno circundante. La pared es algo muy importante puesto que dependiendo de como sea, así será la relación entre nuestro sistema y el entorno. Dependiendo del tipo de pared pueden darse los siguientes tipos de interacciones o transformaciones. 3
Transformaciones: Isoterma: Se realizan a temperatura constante. Isócora: Se realiza a volumen constante y también recibe el nombre de
isométrica.
Isóbara: Es la transformación que se realiza a presión constante. Adiabática: Es aquella transformación que se realiza sin intercambio de calor.
Calor: aquellas transferencias de energía que ocurren entre el sistema y el ambiente o entorno en virtud de una diferencia de temperatura. Así, para determinar la existencia o no de flujo de calor, debemos examinar la frontera entre el sistema y el entorno. •
Para Para el estudi estudio o termoqu termoquími ímico co de un sistema sistema se tienen tienen que dar las siguiente siguientess condiciones:
El sistema debe estar en • •
•
•
•
•
•
equilibrio en el momento del análisis
Equilibrio mecánico: tiene que estar en reposo, no puede haber movimiento. Equilibrio químico: no puede estar efectuándose ninguna reacción química en ese instante. Equilibrio Equilibrio térmico: no puede haber intercambio de calor con el entorno en el momento del análisis. Para el estudio del sistema se pueden estudiar muchas funciones variables de estado, tales como el volumen V , la presión P , la temperatura T , el número de moles n, la entalpía H , la entropía S ... ... Una función o variable siempre cumple la siguiente propiedad: Su valor solo depende del estado del sistema pero no de como ha alcanzado el sistema ese valor. Una cosa que también hay que tener presente es que el calor no es una forma de energía sino una forma de transferir energía.
Entalpía (H): Magnitud termodinámica de un cuerpo, igual a la suma de su energía interna más el producto de su volumen por la presión exterior. La entalpía como tal no se puede medir, lo que si se puede medir son variaciones de entalpía.
Energía Interna (U): No es correcto hablar de calor en un cuerpo ni de energía calorífica de un cuerpo, el término correcto es la energía interna, la cual es la suma da la energía potencial interna, de cada una de las partículas del sistema, más la energía cinética de estas partículas con respecto al centro de masas.
Reacción Endotérmica: Son aquellas reacciones en las que la variación de entalpía es positiva. El sistema absorbe energía en la reacción.
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Reacción Exotérmica: Aquellas en las que la variación de entalpía es negativa. El sistema cede energía en la reacción.
LEYES DE LA TERMOQUÍMICA ley de conservación de la energía . Fue enunciada por Mayer en 1842 y por Helmholtz en 1847, y establece que la energía ni se crea ni se destruye. Siempre que una cantidad cualq cualqui uier eraa de una una de las forma formass de ener energí gíaa desa desapa parec rece, e, se prod produc ucee una una cantid cantidad ad exactamente equivalente de otra u otras formas. Esta afirmación se conoce también con el nombre de primer principio de la Termodinámica .
A la luz de los conocimientos actuales sobre la naturaleza y convertibilidad recíproca de la materia y la energía, energía, esta ley continúa continúa siendo válida a escala macroscópica, macroscópica, pero no en el campo de las transformaciones nucleares. Ley de Lavoisier y Laplace . Enunciada en 1780 por Lavoisier y Laplace, establece que: <>. Ley de Hess. Hess en 1840 enunció una ley fundamental de la termoquímica, según la cual: la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, par parti tien end do de un esta estado do inic inicia iall y lleg llegan and do a otro otro fina finall es siem iempre pre la mism isma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases. La experiencia ha demostrado que el calor de formación de un compuesto a partir de sus elementos no depende del método empleado, lo mismo que sucede con la tonalidad térmica de una reacción respecto al tiempo invertido. Ley de Kirchhoff . Se refiere al efecto de la temperatura sobre el calor de reacción. El calor de reacción es la diferencia entre la suma de entalpías de los reactivos y de los productos de la reacción, pero como unos y otros difieren en el color que absorben al variar de temperatura, por ser distinta su capacidad calorífica, el calor de reacción varía con la temperatura. Si la capacidad calorífica de los reactivos es mayor que la de los productos, el calor de reacción será mayor a temperatura más elevada y, a la inversa, si es mayor la de los productos, el calor de reacción disminuirá al elevar la temperatura. La ley de Kirchhoff dice que: la variación de la cantidad de calor producida en una reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es igual a la diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas molares de los reactivos y de los productos de la reacción. Ley del calor de mezcla. Enunciada por Hess, establece que cuando se mezclan dos soluciones salinas diluidas no se desprende ni se absorbe calor, siempre y cuando no se forme un precipitado o se desprenda un gas.
Como en ambos miembros de la ecuación aparecen los mismos iones, en realidad no se ha producido una reacción. Calor de neutralización . También descubrió Hess que cuando se mezclan soluciones diluidas de cantidades equivalentes de ácidos y bases fuertes, muy ionizados, el calor desprendido es prácticamente siempre el mismo.
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HCl + NaOH => NaCl + H2O + ΔH = -13 680 680 cal HNO3 + NaOH => NaNO3 + H2O + ΔH = -13 690 cal HCl + KOH => KCl + H2O + ΔH = -13 930 cal HNO3 + KOH=> KNO3 + H2O + ΔH = -13 930 930 cal Prescindiendo de los iones iguales que aparecen en ambos miembros de estas ecuaciones, queda: OH- + 2H+ => H2O + ΔH = -13 800 cal que es el calor de formación del agua a partir de sus iones. Cuando se neutralizan ácidos débiles con bases fuertes o viceversa, el calor producido suele ser menor, porque parte del de formación del agua se consume en la ionización del electrolito débil y así: HCN + NaOH => NaCN + H2O + ΔH = -2 900 cal
IV . PARTE EXPERIMENTAL: MATERIALES: • • • • • • • •
REACTIVOS:
Frasco termo con tapon de corcho Agitador Termómetros 0º - 100 Bureta Vasos Erlenmeyers Probetas de 100 y 250ml pipetas
NaOH = 0.2N HCl=0.8N Biftalato fenoltaeina
PROCEDIMIENTO:
Capacidad calorífica del calorimetro 1. Se arma arma el equi equipo po . 2. Colocar Colocar 150ml 150ml de agua agua de caño caño en en el termo y el mismo volumen volumen de de agua agua caliente a 50 ºC en la pera. 3. Tomar omar las temper temperatur aturas as de ambas ambas aguas aguas , e inme inmedia diatame tamente nte abri abrirr la llave llave de de la pera y dejar caer el agua helada , mida la temperatura cada 10segundos, agitando constantemente , anotar la temperatura cuando esta tome un valor constante.
Calor de Neutralizacion de solucion 0.2 N de NaOH con solucion 0.8N de HCl 1. Determine Determine las concentr concentraciones aciones exactas de ambas soluciones soluciones valoran valorando do la base base con biftalato de potasio y el acido con la base.
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2. Calcule Calcule los volúmene volúmeness en las solucio soluciones nes de hidrox hidroxido ido y acido acido necesarios necesarios para para producir la neutralización ,tales que sumados den 300 ml (usar las concentraciones calculadas en a). 3. Secar por por completo completo el frasco frasco termo y colocar colocar el volumen volumen de base base calculado, calculado, y en la pera el de acido . Mida las temperaturas exactas de ambas soluciones ,deje caer el acido sobre al base , y mida la temperaturas cada 10 segundos.
V . TABULACION DE DATOS Y CALCULOS: 1
PAR ARA A LA LA PRI PRIME MERA RA EX EXPE PERI RIEN ENCI CIA A
DATOS DATOS
º T INICIAL INICIA L
VOLUMEN INICIAL
H2O FRIA
25ºC
150 ml
H2O 50ºC 150 ml CALIENTE TEMPERATURA DEL SISTEMA :
ºT EQUILIBRIO TEORICO
º T EQUILIBRIO EXPERIMENTAL
% DE ERROR
37.5º C
36.7
2,70%
1. ANTE ANTESS DE DE LA LA MEZC MEZCLA LA:: TA: H2O de caño
: 25 ºC
TB: H2O de caliente :50ºC :50ºC
2. DESP DESPUE UESS DE DE LA LA MEZC MEZCLA LA:: -QPERDIDO = QGANADO MH2O .Ce (TB – TE) = C’. (T E - TA)………………..(1) C’. (TE - TA) = MH2O .Ce .(TB – TE) C’ = MH2O .Ce . .(TB – TE) / (TE - TA) ……………………..(2)
HALLANDO LA Tº DE EQUILIBRIO TEORICAMENTE DE (1) 50-TE = TE -25 TTEORICA =37.5ºC
HALLANDO LA Tº DE EQUILIBRIO EXPERIMENTALMENTE
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TIEMPO (S)
10
20
30
40
50
60
TEMPERATURA (ºC)
37
36,9
36,8
36,7
36,5
36,3
TE=(37 + 36.7 + 36.9 + 36.8 + 36.7 + 36.5 + 36.3)/6 TEXPERIMENTAL=36.7ºC
DE LA ECUACION (2): C’=150 x 1x (50 - 36.7 )/(36.7 )/( 36.7 - 25) C’ =170.5 Cal / ºC
EL PORCENTAJE DE ERROR DE LA T E ES : %Error=100% x (V TEORICO – VEXPERIMENTAL) / VTEORICO %ERROR= (37.5-36.5 )/37.5 x 100% %ERROR=2.7%
HALLANDO LA CAPACIDAD CAPACIDAD CALORIFICA DE TODO EL SISTEMA : CSISTEMA= C’+ MH2O xCe CSISTEMA=170.5 + 150x1 CSISTEMA= 320.5 Cal/ºC
2 PARA LA SEGUND SEGUNDA A EXPERI EXPERIENC ENCIA IA Calculando los volúmenes volúmenes de las soluciones soluciones de NaOH y HCl para la Neutralización. Debe cumplir con :
#Eq-g NaOH = #Eq-g HCl
#Eq-g NaOH= #Eq-g HCl N NaOH xV NaOH = N HCl xV HCl 0.2x V NaOH =0.8x V HCl
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V NaOH = 4x V HCl Como ambos suman 300ml entonces : V NaOH = 240ml V HCl = 60ml
TEMPERATURA DEL SISTEMA :
1 ANTE ANTESS DE DE LA LA MEZC EZCLA : TB : NaOH :24.5 ºC TA: HCl
: 24.5 ºC
2 DESP DESPUE UES S DE DE LA LA MEZC MEZCLA LA :
TIEMPO (S)
10
20
30
40
50
TEMPERATURA 26.2 26.1 26 26 25.9 (ºC) HALLANDO LA Tº DE EQUILIBRIO EXPERIMENTALMENTE TE = (26.2 + 26.1 + 26 + 26 + 25.9 + 25.8 )/6 TE = 26 ºC
HALLANDO EL CALOR DE NEUTRALIZACION NEUTRALIZACION : Q s = C ( T E -(T A +T B B ) / 2 ) / n Donde: Qs = Calor tomado por la solución. C = Capacidad calorifica del termo Temperatura inicial del ácido. T A = Temperatura Temperatura inicial de la base. T B = Temperatura Equlibrio. T E = Temperatura de Equlibrio. n = numero de moles del acido o de la base n=nA = nB =0.048 mol
Q S = 320.5 x (26 – (24.5)) /0.048
Q S = 8678.125 cal/mol HALLANDO LAS NORMALIDADES DEL NaOH Y DEL HCl :
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60 25.8
•
Utilizamos como patron primario al biftalato biftalato de potasio potasio (BHK) y como patron secundario al NaOH .
#Eq-g NaOH= #Eq-g BHK N NaOH xV NaOH = m BHK / PE N NaOH x 11.4 = 0.4318 / 204.22 N NaOH = 0.1855 N •
Ahora tomamos como patron primario al NaOH y como patron secunadario al HCl :
#Eq-g HCl = #Eq-g NaOH N HCl xV HCl = N NaOH xV NaOH N HCl x 1= 0.1855x 4.2 N HCl =0.7791 N
VI . DISCUSION DE RESULTADOS: Cuando Cuando se lleva lleva a cabo la titulacio titulacion n del BHK BHK con el NaOH se utiliza utiliza un indicado indicadorr :la fenoltaleina .Para supuestamente llegar a un punto de equivalencia. equivalencia. Decimos supuestamente porque al no ser este punto observable en titulaciones que no son potenciometricas , requieren requieren de indicadores quimicos quimicos , las cuales actuan cuando se ha adicionado un pequeño exceso de titulante , es decir , actuan en el punto final . El punto final, es el punto que esta ligeramente despues del punto de equivalencia. Por ejemplo, ejemplo, en titulacion BHK - NaOH, la fenolftaleina fenolftaleina se vuelve rosada rosada cuando se le agrega aun media gota de base titulante a la solucion , esa media gota de base constituiria el exceso que vuelve básica la solución y que la fenolftaleina colorea de rosa. Se sabe que el calorímetro constituye un dispositivo que evita fugas de energía en forma de calor entre su contenido y el exterior. Si esto es así, ¿cabría pensar que la variación de temperatura medida en la disolución correspondería específicamente al calor generado en la reacción del HCl y del NaOH ?. No, aún existe una porción de energía que no estamos cuanti cuantifica ficando ndo ya que, que, las mismas mismas parede paredess del caloríme calorímetro tro,, así como como todos todos aquello aquelloss elementos que se encuentren en contacto con el ácido y la base, absorben una cierta cantidad de calor, que invierten en elevar su temperatura . Como producto producto de la neutralización neutralización tambien se desprende desprende energía. energía. Parte se invierte en aumentar la temperatura de la disolución (que es lo que se mide en el experimento), sin embargo otra porción sirve para aumentar la de la pared interna del calorímetro y la de cualquier otro dispositivo que esté en su interior. Entonces el calor total desprendido en la neutralización sera :
Q s = m s c s ( T E -(T A +T B B ) / 2 ) + K(T F - T o )
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Donde :
K(T F - T o ) : Representa Representa el calor Ganado por las paredes del calorimetro.
VII . CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES: •
El calor de neutralización es igual a la entalpía de neutralización debido a que que se trabaja a presion constante P= 1 atm .
•
El cambio de temperatura cuando se mezcla el ácido y la base es grande.
•
El cambio de temperatura después de la reacción permanece constante osea en equilibrio.
•
El calor de neutralización neutralización entre una base fuerte y un acido fuerte siempre sera la misma , ya que que se consumen consumen al 100%. 100%.
•
Existen menos posibilidades de error por pérdida de calor ya que una vez comenzado el experimento, en ningún momento se abre la tapa del calorímetro. La utilización de resistencias como fuente de calor impide la disipación de calor al entorno ya que la transferencia se produce en el termo adiabáticamente aislado. Es importante, por lo tanto, la cronometración exacta del tiempo de entrega de calor, ya que de ello depende el resultado de la capacidad calorifica del calorímetro.
VIII . CUESTIONARIO: ¿EXPLIQUE BREVEMENTE LAS LEYES DE LA TERMOQUIMICA? Ley de conservación de la energía . Fue enunciada por Mayer en 1842 y por Helmholtz en 1847, y establece que la energía ni se crea ni se destruye. Ley de Lavoisier y Laplace . Enunciada en 1780 por Lavoisier y Laplace, establece que: <>. Ley de Hess . Hess en 1840 enunció una ley fundamental de la termoquímica, según la cual: la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, par parti tien endo do de un esta estado do inic inicia iall y lleg llegan ando do a otr otro fina finall es siem siempr pree la mism misma, a, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases.
Ley de Kirchhoff La ley de Kirchhoff dice que: la variación de la cantidad de calor producida producida en una reacción reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es igual
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a la diferencia diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas molares molares de los reactivos y de los productos de la reacción. Ley del calor de mezcla. Enunciada por Hess, establece que cuando se mezclan dos soluciones salinas diluidas no se desprende ni se absorbe calor, siempre y cuando no se forme un precipitado o se desprenda un gas. Calor de neutralización . También descubrió Hess que cuando se mezclan soluciones diluidas de cantidades equivalentes de ácidos y bases fuertes, muy ionizados, el calor desprendido es prácticamente siempre el mismo .
¿ QUE SE ENTIENDE POR CALORIMETRIA?
La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. El calorimetro es un aparato que sirve para determinar cantidades de calor. Un envase de dos cámaras serviría como tal, por ejemplo: un termo. Gener Generalm alment entee en un calorí calorímet metro ro se mezcl mezclan an dos susta sustanci ncias as con con calor calores es Q 1 y Q2 respectivamente, la sustancia de mayor calor entregará la parte necesaria para que se logre logre el equilibrio equilibrio térmico, si se considera que el calorímetro calorímetro también absorberá algo del calor que se transfiere en el proceso, se presenta un fenómeno que lo explica el Principio de Regnault..
¿QUE DIFERENCIA EXISTE ENTRE LOS CALORES DE REACCION A VOLUMEN CONSTANTE Y A PRESION CONSTANTE?
Aunque el calor no es una función de estado, en determinadas determinadas condiciones puede medirse como las variaciones de funciones de estado, lo que permite la determinación de los calores de reacción estudiando sólo las propiedades de reactivos y productos
a .
Reacción a presión constante: Q P = H =
b.
Reacción a volumen constante: QV =
c.
Q P =
U+ P V
U
U + U + P V (para todos los demas sistemas)
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La diferencia es debido a que a presion constante (proceso isobarico), la energia que se le suministra ‘Q’ se utiliza para incrementar incrementar su energia interna y realizar luego un trabajo W= P V . En cambio a volumen constante (proceso isometrico) , el gas al no experimentar cambio de volumen volumen no realiza realiza trabajo W=0 ,toda la energia calorifica que se le suministra se utiliza para incrementar su energia interna .
IX . BIBLIOGRAFIA: BIBLIOGRAFIA: •
Ana Beatriz Peña Peña Santamaría Juan Martín Céspedes Céspedes Galeano “Fisicoquímica. Manual de Laboratorio” editorial Universidad de Medellín edición 2007
•
http://www.ciencia21.freeservers.com/informes/neutra.htm
•
http://www2.uca.es/grup-invest/corrosion/integrado/P7.pdf
•
http://www.unlu.edu.ar/~qgeneral/guiatermo.pdf
•
www.heurema.com/PQ6.htm
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