• Author / Uploaded
• waldir marcelino

Citation preview

Universidad Nacional Mayor de San Marcos (Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL E.A.P. Ingeniería Industrial LABORATORIO DE FÍSICO–QUÍMICA No 2 – TERMOQUIMICA

PROFESOR:

Pantoja Cadillo, Agerico INTEGRANTES:

Bejarano Higa, Abel Arturo

12170008

Ramirez Choque, Rosmery

13170197

I. INTRODUCCION El siguiente informe tiene como objetivo la determinación del cambio termico que acompaña a las reacciones quimicas, para ello utilizaremos la titulacion o neutralizacion entre soluciones de NaOH(ac) y HCl(ac). El método experimental es adiabático ya que el calorímetro (termo) está construido de tal forma que funciona tan próximo a la temperatura ambiente que las pérdidas o ganancias de calor del ambiente son pequeñas.

Las condiciones de laboratorio para la práctica realizada fue a una presión de 758 mmHg, 25 ℃ y 75 % HR.

Para la determinación experimental de la capacidad calorifica utilizaremos calorimetro que es un aparato para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos . Como en todos los experimentos calorímetros se han de conocer la capacidad calorífica del sistema calorímetro, del propio calorímetro y de la disolución. En este experimento se ha determinado la capacidad calorífica introduciendo dentro del sistema una cantidad medida de agua fría a una temperatura conocida y una cantidad igual de agua caliente. Después de realizar los calculos y teniendo en cuenta los valores teóricos de las sustancias anteriores podemos observar que tenemos como porcentaje de error para la muestra a 4.95%.Como se obtuvo un porcentaje de error bajo podemos considerar entonces, que el proceso experimental fue llevado de una manera adecuada, ademas podemos concluir que en la experiencia la neutralización del NaOH y del HCl es una reacción endotérmica porque la temperatura aumenta cuando se mezclan estos dos compuestos, es decir, el sistema gana calor. Recomendamos la agitación continua del erlenmeyer al momento de la titulación para obtener con precisión los resultados de la experiencia.

II. INDICE

Págs Objetivos ...................................................................................... 3 Fundamento teorico ..................................................................... 3 Procedimiento experimental ........................................................ 6 Calculos y resultados .................................................................... 9 Conclusiones ................................................................................. 14 Apendice ....................................................................................... 14 Cuestionario.................................................................................. 19

III. OBJETIVOS 

Determinar el cambio termico que acompaña a las reacciones quimicas.

IV. FUNDAMENTO TEORICO a.

Termoquimica.Consiste de la aplicacion especifica del primer principio de termodinamica al estudio de las reacciones quimicas. Trata de los cambios termicos que acompañan a las reacciones quimicas y a los cambios fisicos conexos a estas. Se considera a HESS (1802-1850), profesor de San Petersburgo, el fundador de la Termoquimica, por haber descubierto la Ley de que el cambio de calor en una reaccion particular siempre es constante e independiente del modo como se efectue la reaccion.

b.

Tipos de reacciones termoquimicas.Se pueden clasificar bajo dos conceptos:  De acuerdo al calor involucrado.- se clasifican en reacciones exotermicas, en las que hay liberacion de calor, y reaciones endotermicas, en las que se presenta absorcion de calor.  De acuerdo al proceso involucrado.- el calor puede ser de neutralizacion, solucion, hidratacion, dilucion, formacion, reaccion, combustion, etc.

c.

Calor de reaccion.Todas las reacciones quimicas, van acompañadas de un efecto calorifico. Este efecto puede ser medido a presion o a volumen constante, en el primer caso se mide el trabajo y la variacion de energia interna, en tanto que en el segundo caso solo se mide la variacion en energia interna. El calor de una reaccion exotermica, tiene convencionalmente signo(-), y el de una endotermica signo(+).

Los calores de reaccion se miden en calorimetros a presion o a volumen constante. En ellos se aplica un balance de calor. QGanado =QPerdido Q=mCe∆T

Donde: m: masa de sustancia Ce: calor especifico de la sustancia ∆T: cambio de temperatura de la sustancia

d.

Calor de neutralizacion.Un tipo de calor de reaccion es el de neutralizacion de acidos y bases. Cuando se usa soluciones diluidas de acidos y bases fuertes, la unica reaccion que se produce es la formacion de agua de los iones H+ y OH+, de acuerdo a la ecuacion: Na+OH-(ac) + H+Cl-(ac)

H2O(l) + Na+ Cl-(ac)

∆H18 = -13.7kcal/mol ∆H25 = -13.36kcal/mol

Cuando alguno de los electrolitos no es fuerte y7o cuando se usan soluciones concentradas, este valor varia ya que intervienen los calores de ionizacion y de dilucion.

V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL V.I Capacidad calorifica del calorimetro Objeto:

Materiales: -

Termo con tapon de corcho y agitador Pera Bagueta Termometro Hielo Probetas Erlenmeyers Vasos

Metodo operatorio:  Arme el equipo  Coloque 150ml de agua de caño en el termo y el mismo volumen de agua helada en la pera.  Tome las temperaturas exactas de ambas aguas, e inmediatamente abra la llave de la pera deje caer el agua helada, mida la temperatura

cada 10 segundos, agitando constantemente, anote la temperatura cuando esta tome un valor constante. V.II Determinacion del calor de Neutralizacion entre soluciones de NaOH(ac)≡0.2N y HCl(ac)≡0.8N Objeto: Materiales: -

Biftalato de potasio NaOH y HCl Vasos Probetas Termometro Termo

Metodo operatorio:  Determine las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando la base con biftalato de potasio y el acido con la base. Calcule las concentraciones corregidas.  Calcule los volumenes de las soluciones de hidroxido y de aciudo necesarios para producir la neutralizacion, tales que sumados de 300 ml( use las concentraciones calculadas en el antrerior punto)

 Secar por completo el frasco termo y colocar en este, el volumen de base calculado, y en la pera el volumen de acido. Mida las temperaturas exactas de ambas soluciones, deje caer el acido sobre la base, y mida la temperatura cada 10 segundos agitando constantemente , anote la temperatura cuando esta tome un valor constante.

VI. CALCULOS Y RESULTADOS Condiciones de laboratorio

Presión (mmHg)

758

T (ºC)

26

% Humedad Relativa(%HR)

79

Calculos: 1) Capacidad calorifica del calorimetro Volumen de agua de caño Volumen de agua helada Temperatura del agua de caño Temperatura de agua helada C’ cal/ºC C cal/ºC

150ml 150ml 25.6 6.2 192.35 342.35

mCe(Te – Th)=C’(Tf - Te) (150)(1)(17.1-6.2)=C’(25.6-17.1) C’=192.35 C=C’ + mCe C=192.35+150(1) C=342.35

Tiempo 0s 10 s 20 s 30 s 40 s 50 s 60 s 70 s TEQUILIBRIO(te)

T(ºC) 25.6 23 21.2 19.3 17.7 17.1 17.1 17.1 17.1

2) Determinacion del calor de neutralizacion entre soluciones de NaOH(ac) ≡ 0.2N y HCl(ac)≡0.8N

Titulacion del NaOH(ac) 1

Peso de la luna d reloj Peso de la luna de reloj c/biftalato Masa del biftalato (2-1)

2 3

Volumen de agua Volumen consumido de NaOH(ac) Normalidad teorica de NaOH(ac)

20.0311 20.2330 2.019 60 ml 4.7 ml 0.2 N

Titulacion del HCl(ac) Volumen de HCl(ac) Volumen consumido de NaOH(ac) Normalidad teorica de HCl(ac)

NNaOH =

𝑚

=

3 ml 15.1 ml 0.8 N

2.019

𝑉𝑥 𝑃.𝐸 4.7𝑥224.22

NNaOH =0.192 NAVA= NBVB (0.192)x(15.1)=NHClx(3) NHCl = 0.96 Normalidad Experimental del HCl y NaOH

HCl

0.192N

NaOH

0.96 N

Neutralizacion del HCl y NaOH 0.192(VA)=0.96(300 - VA)

VA = 248 VB = 52 VNaOH VHCl

248 52

tNaOH tHCl tequilibrio

26 ºC 26º C 28ºC

Calor de neutralizacion Q= Q=

𝐶 𝑥 ( 𝑇2 − 𝑇1 ) 𝑛 342.35 𝑥 ( 28− 26) 0.192𝑥0.248

Q = 14379.620

Porcentaje de error Determinación de la entalpia de neutralización de NaOH, HCl según la reacción:

NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O H = Hf(productos) - Hf(reactivos) H = -13 700 cal/mol H = Q Q teórico = 13 700 cal/mol

%Error = Q teórico - Q experimental  x100 Q experimental %Error = 13 700 - 14378.62  x100 13 700 %Error= 4.95%

VII. CONCLUSIONES VIII. APENDICE  Quimica general; whitten, gailey; ed. Mc Graw Hill.  Quimica la ciencia central;Brown, Lemay, Bursten; ed.Pearson  Fisicoquimica ; Pons Muzzo,Gaston;8º ed.

IX. CUESTIONARIO 1) Mediante dos ejemplos explique la ley de Hess Primer ejemplo : La reacción de síntesis del acetileno, C2H2, es : 2 C(grafito) + H2(g) = C2H2(g) Calcula su variación de entalpía a partir de las siguientes ecuaciones: a) C(grafito) + O2(g) = CO2(g) ; ∆Ha= -393,5 kJ b) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ; ∆Hb=-285,8 kJ c) 2 C2H2(g) + 5 O2(g) = 4 CO2(g) + 2 H2O(l) ; ∆Hc=-2598,8 kJ Necesitamos obtener una ecuación que contenga sólo C y H2 en el primer miembro y C2H2 en el segundo, por lo que es preciso eliminar O2, CO2 y H2O. Dicha ecuación puede obtenerse a partir del algoritmo: 2·a + b - 1/2·c Llevamos a cabo las operaciones indicadas y sumamos las ecuaciones intermedias y sus entalpías:

2 C(grafito) + 2 O2(g) = 2 CO2(g) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) 2 CO2(g) + H2O(l) = C2H2(g) + 5/2 O2(g

2 C(grafito) + H2(g) = C2H2(g)

La variación de entalpía de la reacción es: ∆H = 2·∆Ha + ∆Hb - 1/2·∆Hc = 226,6 Kj

Segundo ejemplo: Se quiere calcular la Entapía de reacción para la reacción: 2 C(s) + H2(g) → C2H2(g) Nos proporcionan los datos siguientes:

Planteamos las ecuaciones correspondientes a las entalpías dadas:

Ubicamos en ellas a los reactantes y productos de la reacción química que buscamos:

Ahora debemos acomodar las ecuaciones: la ecuación (1) la debemos invertir (recuerden que también se invierte el valor de la entalpía) la ecuación (2), debemos multiplicarla por 2 (recuerden se multiplica toda la ecuación, tanto reactantes como productos y el valor de la entalpía, pues es propiedad extensiva. La ecuación (3), la dejamos igual. La sumatoria de las ecuaciones acomodadas debe darnos la ecuación problema. Se suman o se anulan los reactantes y productos.

Las entalpías se suman algebraicamente.

2)Que diferencia existe entre los calores de solucion,y de dilucion. Ejemplo La diferencia de estos calores (entalpía) radica justamente en que uno es de disolucion: una sustancia pura se DISUELVE en un liquido apropiado (solvente) mientras que el calor de dilucion seria el calor liberado (o que haya que entregar) para DILUIR una solucion, esto es bajar su concentracion. EJEMPLO: Un ejemplo de ello es el Ácido Sulfúrico concentrado, que si se intenta diluir adicionando agua el recipiente estallará. La forma recomendada es al envase con agua agregar gota a gota el H2SO4 agitando para que se disipe el calor. 3)Definir los siguientes terminos termodinamicos: proceso, cambio de estado, energia interna. Entalpia ciclo reversible e irreversibles. PROCESO TERMODINAMICO: Es un cambio de estado en el cual se da informacion adicional sobre el mecanismo o como la presion, temperatura u otra propiedad varia cuando acontece el cambio. Para describir un proceso es necesario especificar cada uno de los estados intermedios , mientras que para describir un cambio de estado es suficiente especificar solo el estado inicial y el estado final. Los procesos mas conocidos son los siguientes: Isotermico: cuando el cambio ocurre a temperatura constante Isobarico: si la presion se mantiene constante

Isocorico o isometrico: cuando la restriccion del proceso es que el parametro V=constante. Adiabatico: cuando no hay intercambio de calor entre el sistema y los sistemas limitantes, mientras el cambio ocurre. Reversible: si esta constituido de una serie de estados de equilibrio. Ciclico : cuando el sistema retorna asu estado inicial despues de realizar una serie de cambios. CAMBIO DE ESTADO: Es una variacion en una o mas de las propiedades de un sistema. Cualquier cambio detectable experimentalmente constituye un cambio de estado. Asi, por ejemplo, si se tiene un gas a condiciones V1, T1 y P1, y por cualquier causa, supongamos una alteracion de la temperatura, el sistema gaseoso pasa a las condiciones siguientes: V2, T2 y P1, siendo la presion la misma, se dice que ha ocurrido un cambio de estado en dicho sistema. Podria variar tambien la presion de P1 a P2. ENERGIA INTERNA: Desde el punto de vista de la termodinámica, en un sistema cerrado (o sea, de paredes impermeables), la variación total de energía interna es igual a la suma de las cantidades de energía comunicadas al sistema en forma de calor y de trabajo (En termodinámica se considera el trabajo negativo cuando este entra en el sistema termodinámico, positivo cuando sale). Aunque el calor transmitido depende del proceso en cuestión, la variación de energía interna es independiente del proceso, sólo depende del estado inicial y final, por lo que se dice que es una función de estado. Del mismo modo es una diferencial exacta, a diferencia de , que depende del proceso. ENTALPIA : La Entalpía 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. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por

cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios. H = U + pV Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía ( Δ H). ΔH = Hf – Hi La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso, así: Entalpía de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía de enlace, etc; siendo las más importantes: ENTALPIA DE REACCIÓN: Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante. ENTALPÍA DE FORMACIÓN: Es el calor necesario para formar una mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen. Ejemplo: H2 (g) + ½ O2 (g) = > H2O + 68.3Kcal Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua. ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN: Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema una mol de sustancia. Ejemplo: CH4 (g) + 2O2 (g) => 2CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -212.8 Kcal Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212.8 Kcal. Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm.

CICLO REVERSIBLE: Supongamos que ocurre un proceso en que elsistema va de un estado inicial (i) a otro final ( f ) enel que se realiza un trabajo W y se produce una transferencia de calor Q a una serie de reservorios decalor. Si al final de este proceso, el sistema puedeser restaurado a su estado inicial se dice que es REVERSIBLE. Las condiciones para un proceso reversible son: 1) No debe existir trabajo realizado por fricción,fuerzas debidas a la viscosidad u otros efectos disipativos. 2) El proceso debe ser tal que el sistema se encuentre siempre en estado de equilibrio oinfinitamente próximo a él (cuasiestático - por ejemplo, si el pistón de un cilindro se muevelentamente dando tiempo para que el sistema puedainteractuar con el ambiente y alcanzar un estado de equilibrio en todo instante). CICLO IRREVERSIBLE: Cualquier proceso que viole una de las condiciones es del ciclo reversible. La mayoría de los procesos en la naturaleza son irreversibles.