TRABAJO PRÁCTICO Nº 2

TERMOQUÍMICA

LABORATORIO: QUÍMICA I

Objetivos:

• Sabrán determinar experimentalmente el equivalente en agua o constante de un calorímetro

• Sabrán determinar experimentalmente calores de reacción en un calorímetro adiabático.

• Verificaran que dentro del error experimental, el calor de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte es independiente de la naturaleza de los mismos.

Fundamentos:

La termodinámica se ocupa de los efectos térmicos que acompañan a las reacciones químicas.

Si una reacción química se halla a un cambio de volumen, como en el caso de los procesos que involucran combinaciones de gases, la magnitud del cambio calorífico dependerá de que reacción se efectúe a presión constante o a volumen constante. Como muchas reacciones se efectúan normalmente a presión constante (presión atmosféricas), es de practica general registrar los efectos térmicos tomando el valor del calor absorbido a presión constante; este puede ser identificado con la variación de entalpía en las misma condiciones.

Esta cantidad se denomina con frecuencia calor de reacción y representa para cualquier sustancia en un estado físico definido la diferencia de entalpía de los productos de la reacción y de las sustancias reaccionantes, a presión constante y a una temperatura definida. El calor de formación de un compuesto se define por el aumento de entalpía cuando se forma un mol de una sustancia a partir de sus elementos. Se supone generalmente que los elementos se hallan en su estado tipo, es decir, sus formación mas estables a la temperatura ambiente y a una atmósfera de presión.

Material:

• Calorímetro.

• Termómetro de escala 0 a 50 °C

• Vasos de precipitados de 150 cm3.

• Probeta graduada de 50 cm3.

• Agitador.

• Embudo.

• Mechero.

• Trípode.

• Tela metálica.

• Alambre de cobre.

• Cinta de magnesio.

• Solución valorada de hidróxido de sodio aproximadamente 2 molar.

• Solución de ácido sulfúrico aproximadamente 1 molar.

• Solución alcohólica de fenolftaleína al 1 %.

Desarrollo del trabajo práctico:

Constante del calorímetro

Constante del calorímetro = "micpi = cp [ m2 (t2 - t / t- t1 ) - m1 ]

Donde:

cpi = Calor especifico de termómetro, agitador, embudo y calorímetro.

mi = masa de termómetro, agitador, embudo y calorímetro.

cp = calor especifico del agua.

m1 = masa correspondiente a 50 cm3 de agua fría.

m2 = masa correspondiente a 50 cm3 de agua caliente.

Calor de neutralización

molar y medir la temperatura (t1).

Va = NbVb

Ca

Donde:

Vb = volumen de solución alcalina.

Nb = concentración normal de la solución alcalina.

Na = concentración normal de la solución asida.

"H = [(ma + mb) cp + "micpi ](t2 - t1 )1000 / VaNa

Donde:

ma = masa de la solución ácida, densidad = 1,04 g/m3

mb = masa de la solución alcalina, densidad =1,08 g/cm3

Cp = calor especifico de la solución de cloruro de sodio formada = 3,90 J/g°C

Tener en cuenta:

Densidad de la solución de ácido = 1,06 g/cm3

Calor especifico de la solución de sulfato de sodio resultante = 4,02 J/g°C

Calor de reacción

Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

Expresado en joule por mol de magnesio, de la siguiente manera:

"H = (mscp + "micpi )(t2 - t1 )M / m

Donde:

ms = masa de la solución de clorhídrico, de densidad igual a 1,04 g/cm3

cp = calor especifico de la solución resultante de cloruro de magnesio = 3,97 J/g°C

M = masa molar de magnesio

m = masa de magnesio utilizada

Cálculos del desarrollo:

Constante del calorímetro:

Primera experiencia:

"micpi = cp [ m2 (t2 - t / t- t1 ) - m1 ]

"micpi = 4,187 J/g°C [ 50g (62 °c - 39°c / 39 °c - 20°c ) - 50g ]

"micpi = 44,07 J/ºC

Segunda experiencia:

"micpi = cp [ m2 (t2 - t / t- t1 ) - m1 ]

"micpi = 4,187 J/g°C [ 50g (72 °c - 44ºc / 44 °c - 20°c ) - 50g ]

"micpi = 34,89 J/ºC

Promedio de ambas experiencia: 39,48 J/ºC

Calor de neutralización: HCl + NaOH NaCl + H2O

"H = [(ma + mb) cp + "micpi ](t2 - t1 )1000 / VaNa

"H = [(52g + 54g) 3,9 J/g°C + 39,48 J/ºC ](36°c - 20°c ) / 0,1mol

"H = 72.460,8 J/Mol ácido

Calor de reacción: Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

"H = (mscp + "micpi )(t2 - t1 )M / m

"H = [(53,8g + 50g + 0,5g) x 3,87 J/g°C + 39,48 J/ºC ](43°c - 20°c ) 27 g/mol / 0,5g

"H = 550.356,28 J/Mol Mg

Cuestionario sobre fundamentos teóricos:

H3O+ + OH- 2H2O

Como el ácido fuerte y la base fuerte no producen una ionización parcial por lo tanto la reacción se desplaza totalmente hacia la derecha, formando agua. Por lo tanto el cambio de entalpía se debe a la cantidad de mol de agua formada.  

¿Cuál es su valor?

Su valor es -286 KJ/mol

El error que se comete es no tener en cuenta todas las masas del Sistema, se soluciona éste problema calculando la constante de calorímetro.

Na2CO3(s) + 10 H2O (l) Na2CO3.10 H2O (s)

conociendo los calores de disolución del carbonato de sodio y del decahidrato? ¿De que manera?

Sí, mediante la diferencia de entalpía de los productos de la reacción y de las sustancias reaccionantes, a presión constante y a una temperatura definida.

Cuestionario sobre aspectos experimentales:

Es el calor específico de todo el sistema.

Puede corregirse dicho valor esperando que el sistema se equilibre hasta llegar a una temperatura constante.

Para que se produzca más rápida la reacción.

Conclusión:

Para calcular la diferencia de Entalpía, tuvimos que tener en cuenta la constante equivalente de agua de un calorímetro ya que éste nos proporcionó el calor específico de todo el sistema debido a que éste absorbe energía. Se considera para ello la masa de todos los elementos que componen el sistema, vaso, agitador, termómetro.

Supimos determinar los calores de reacción en un calorímetro adiabático mediante el empleo de la constate del calorímetro utilizado, que nos permitió idealizar al sistema como adiabático, con ello y con las masas de los compuestos de la solución obtenida, el calor específico de dicha solución, la masa molar del metal a reaccionar, y teniendo en cuenta también la variación de la temperatura entre la temperatura inicial y la temperatura constante luego de la reacción, pudimos hallar el calor de la reacción.

Supimos también obtener el calor de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte que es independiente de la naturaleza de los mismos ya que el cambio de entalpía depende de la cantidad de moles de agua formada.