• Author / Uploaded
• David Rodríguez Vásquez

• Categories
• Entalpia
• Reacciones químicas
• Ácido clorhídrico
• Química
• Calor

Citation preview

PRACTICA DRE LA BORATORIO N° 1 “INDEPENDENCIA DEL CAMBIO DE ENTALPIA DEL CAMBIO DE REACCIÓN”

ANGIE PIRAZAN – 6092285 STEFANÍA GARCÍA GUTIÉRREZ - 6092271

PRESENTADO A: GINNA PAOLA TRUJILLO

FUNDACIÓN UNIVERSIDAD DE AMERICA FACULTAD DE CIENCIAS Y HUMANIDADES BOGOTÁ 13 DE AGOSTO DE 2001

1. CALCULOS

TABLAS DE DATOS

TABLA DE DATOS N°1 RUTA I Repetición

Temperatura (°C) HCl

1 2 Promedio

15,9 16,1 16

16,6 16,6 16,6

NaOH+ 21,6 21,7 21,65

NaOH+

+HCl

22,4 22,8 22,6

TABLA DE DATOS N°2 RUTA II Repetición

Temperatura (°C) HCl

1 2 Promedio

16,1 16,8 16,45

16,4 17,1 16,74

HCl+ 16,3 16,9 16,6

NaOH+ 24,0 24,2 24,1

TABLA DE DATOS N°3 DATOS MEDIDOS EN EL LABORATORIO DATO Peso del beaker (g) Peso del (gr)

VALOR 102,11 1,0

+HCl

CALCULOS 1.

Cálculo de temperaturas promedio



Temperatura del Agua en °C





Ruta 1

=16

Ruta 2

= 16,45

Temperatura del HCl en °C Ruta 1

=16,6

Ruta 2

= 16,75

Temperatura del NaOH+

en °C

Ruta 1 

Temperatura de HCl+

=21,65 en °C

Ruta 2



2.

Temperatura de NaOH+

= 16,6

+HCl en °C

Ruta 1

=22,6

Ruta 2

= 24,1

Cálculos para la preparación de HCl a [1M]

3.

Determinación de masas para

→ masa= ρ.v

ρ=

 HCl m = (1,02  m= (1 

)(25mL) = 25 g

HC

masa 4.

)(25mL) = 25,5 g HCl

= (25,5g) + (25g) = 50,5 g

Cálculos para determinación de entalpia Ruta 1



O

(Reacción 1)

Cp=

(

)(

)

del

o 17,3°C es la temperatura ambiente (

)(

)

(

)(

)

0,220kJ



(Reacción 2)

(

)(

)

= 0,639 kJ de HCl

1

ENERGÍA TOTAL DE LA REACCIÓN PARA LA RUTA 1

1

Richard M. Felder , Ronald W. Rousseau “Principios elementales de los procesos químicos”. Pág: 633. Apéndice B. “Table B.1 selected physical propety Data”.

5.

Cálculos para determinación de entalpia en la Ruta 2



(Reacción 3)

(

(

)

)

(

)



(Reacción 4)

-411,9 + 0,815) – (1,5831 + 0,0221) = -412,69kJ ENERGÍA TOTAL DE LA REACCIÓN PARA LA RUTA 1

2.

RESULTADOS TABLA N° 4: RESULTADOS RUTA 1 Cambios de Entalpia

Valor numérico de Entalpía (kJ) 0,6897 0,0221 0,220 0,639 -410,96

TABLA N° 5: RESULTADOS RUTA 2 Cambios de Entalpia

Valor numérico de Entalpía (kJ) 0,783 0,815 1,5831 0,0221 -412,70

ANALISIS DE RESULTADOS Y CONCLUSIONES  Mediante el desarrollo de la práctica número uno y durante la elaboración de las reacciones presentes para cada una de las rutas, se logra reconocer que durante una reacción química se rompen algunos de los enlaces que unen a los átomos en las moléculas para formar nuevos compuestos, como fue el caso de la reacción 4, en donde se ve la formación de Cloruro de Sodio a partir de ácido clorhídrico diluido más hidróxido de sodio sólido; lo que nos lleva a concluir que todo proceso que implique reacciones químicas tendrá presente cambios en las energías químicas. Así mismo partiendo de las reacciones químicas planteadas, se observó que hay presentes cambios en la entalpía de formación y en la entalpía de reacción, con esto se quiere decir que para todo proceso hay un comienzo en este caso es la formación de un compuesto a partir de elementos en una forma de estado estable, pero como teníamos como base las reacciones de las guías del laboratorio, se deben tener en cuenta los cambios en la entalpía de reacción para cada ruta.  Cuando se calculan los cambios de entalpía para cada ruta, vamos asociando el termino con un flujo de calor que acompaña cada reacción, notamos que al agregar el hidróxido de sodio solido al agua, esta sustancia eleva su temperatura, llevándola a 21,6°C; luego se espera a que esta sustancia baje dos grados en su magnitud, lo que nos muestra que el cambio de temperatura que experimenta una sustancia cuando absorbe cierta cantidad de calor se determina mediante su capacidad calorífica.  “Como la entalpía es una función de estado, el cambio de entalpía asociada con cualquier proceso químico solo depende de la cantidad de materia que experimenta un cambio.”2 Es decir que no interesa el número de etapas o rutas, en este caso, que se lleven a cabo, pero la suma de los cambios de entalpía asociados a etapas individuales, debe ser igual al cambio de entalpía presente en la otra etapa del proceso. Cuando realizamos la Ruta 1 por primera vez, las temperaturas de cada una de las sustancias que estábamos empleando, estaban alrededor de 16 – 22°C, cuando realizamos por segunda vez esta misma ruta aumentaron, las posibles razones para esto eran las condiciones del laboratorio ya que se estaba llevando simultáneamente la práctica de Temperatura y presión de vapor, como esta 2

BROWN, THEODORE L .”Química, la ciencia central”. Decimoprimera edición. PEARSON EDUCACION, México, 2009. Pág. 184

práctica también requería de aumentos en la temperatura, se pudo ver afectada esta variable en la práctica que estábamos llevando a cabo. Por esta razón en las Tablas N° 1 y N° 2, se sacan promedios de estos valores. Retomando la idea que la sumatoria de los cambios de entalpía deben ser similares independientemente del número de etapas, notamos que las entalpías en la ruta 1 y 2 son diferentes lo que nos lleva a concluir que es posible que los datos tomados experimentalmente se hayan visto afectados por errores de medición en las cantidades de cada sustancia, en que se pudo haber hidratado el hidróxido de sodio en estado sólido.  Como se puede observar en las Tablas N° 4 y N°5, las variaciones de entalpía dan con signo negativo, indicando que esta función de estado representa una reacción exotérmica, donde se libera calor al medio, por eso en la parte del procedimiento para la ruta 1 en donde se le agrega hidróxido de sodio al agua, la temperatura aumenta y luego se espera a que se reduzca a 2 grados, demostrando una liberación de calor.

CUESTIONARIO 1.

¿Qué dice la ley de HESS?

La Ley de Hess dice que se puede calcular el cambio de entalpía de una reacción, a partir de datos que se han tomado de otros ∆H de otras reacciones presentes en diferentes etapas. La ley de Hess establece, “si una reacción se realiza en varias etapas, el ∆H de la reacción completa será igual a la suma de los cambios de entalpía de las etapas individuales”. El cambio de entalpía global del proceso es independiente del número de etapas o de la naturaleza particular de la trayectoria que siga la reacción. Este principio es una consecuencia del hecho que la entalpía es una función de estado, y por lo tanto, ∆H es independiente de la trayectoria entre los estados inicial y final.3

3

BROWN, THEODORE L .”Química, la ciencia central”. Decimoprimera edición. PEARSON EDUCACION, México, 2009. Pág.

2. Calcule los cambios de entalpia de reacción a partir de la ley de Kirchoff para cada reacción:



HNaOH (diluido) = 0,220kJ, tomado de la tabla N° 4.

 Masa Beaker: 102,11g *

= 0,1021 kg

= 0,220kJ = = 0,639 kJ Los datos del NaOH (Dl), del beaker fueron tomados del paso anterior y el cambio en la entalpía para el HCl fue tomada de la Tabla N° 4, por lo tanto: = 1,423 kJ

= = = 0,639 kJ

= = 1,5831 kJ = 0,0221 kJ

3.

Calcule el cambio de entalpía para cada ruta así:

Se supone que la ley de Kirchoffe indica que el cambio de entalpía para la Ruta 1 y la Ruta 2 debe ser similar o casi igual, como se pudo observar estos cambios de entalpía para las rutas salieron diferentes, aumentando el cambio de entalpía por dos, lo que indica que se cometieron errores de medición y errores de cálculo, posiblemente porque no se tomó el peso del segundo beaker que se requería usar en el laboratorio, las temperaturas tomadas para cada una de las sustancias no fueron las ideales o fueron mal tomadas.

4. ¿Cuáles son sus conclusiones respecto al entalpia es una variable de estado? Se puede concluir que la entalpía si es una variable de estado debido a que no depende del tiempo en el que se lleve a cabo una reacción o el número de etapas que se requieran para estos mismos procesos. Una conclusión para esta variable de estado es que sí depende de las condiciones iniciales y finales, en este caso siendo esta una función con respecto a la temperatura ya que se tuvieron en cuenta las temperaturas iniciales de cada sustancia antes de iniciar las reacciones y las finales para determinar el cambio de entropía para cada ruta.

BIBLIOGRAFIA 

Richard M. Felder , Ronald W. Rousseau “Principios elementales de los procesos químicos”.  BROWN, THEODORE L .”Química, la ciencia central”. Decimoprimera edición. PEARSON EDUCACION, México, 2009.