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• frank aldahir cajahuaringa huanay

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1. INTRODUCCIÓN: La termoquímica es una rama de la de la fisicoquímica que se encarga de los cambios térmicos que ocurren en una reacción de tipo física o química. Existen dos tipos de reacciones: exotérmica (la cual libera calor) y la endotérmica (en donde absorbe calor), dichas cantidades de calor se miden en un parámetro termodinámico llamado entalpia (Δ H); si la reacción es exotérmica entonces la entalpia será positiva, en cambio si la reacción es exotérmica la entalpia será negativa. En este laboratorio se tratará las dos reacciones, la primera será con la neutralización de entre el HCl y NaOH (Rxn. Exotérmica) y la segunda será la disolución de la urea en agua (Rxn. Endotérmica). 1.1. JUSTIFICACION:

Las entalpias de neutralización y de disolución se pueden obtener poniendo en contacto los reactivos dentro de un calorímetro y midiendo los cambios de temperatura.

1.2. OBJETIVOS:



Aprender a determinar la entalpía de neutralización de manera cualitativa utilizando reactivos dentro de un calorímetro.



Determinar la entalpia de disolución de urea en el agua, para clasificar si la reacción es exotérmica o endotérmica, mostrando sus respectivas propiedades y diferencias.



Aprender a medir los cambios de temperatura de las soluciones utilizando métodos cualitativos.

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2. Revisión de la literatura A menudo los cambios de energía que ocurren durante las reacciones químicas tienen tanto interés practico como las relaciones de masa. Por ejemplo, las reaccione combustión que utilizan energéticos, como el gas natural y su petróleo, se llevan acabo en la vida diaria más por la energía térmica que liberan que por productos, que son agua y dióxido de carbono. Casi todas las reacciones químicas absorben o producen(liberan) energía, por lo general en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Con frecuencia se habla de “flujo de calor” desde un objeto caliente hacia uno frio. A pesar de que el termino calor por si mismo implica transferencia de energía, generalmente se habla de calor absorbido o calor liberado para describir los cambios de energía que ocurren durante un proceso (Chang, 2002)

ENTALPIA Cuando se habla de entalpía, se hace alusión específicamente a la cantidad de energía que un sistema termodinámico intercambia con su medio ambiente, es decir, la cantidad de energía que el sistema absorbe o libera a su entorno. Fuente: https://concepto.de/entalpia/#ixzz63OcFzsvN

TIPOS DE ENTALPIAS 

Entalpía de formación. La cantidad de energía que se absorbe o se libera cuando un mol de sustancias reaccionan para formar una sustancia compuesta.

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

Entalpía de descomposición. A la inversa, es la cantidad de energía absorbida o liberada cuando una sustancia compleja deviene en sustancias más simples.



Entalpía de combustión. Es la energía liberada o absorbida por la quema de 1 mol de sustancia, siempre en presencia de oxígeno gaseoso.



Entalpía de neutralización. Implica la energía liberada o absorbida siempre que una solución ácida y una básica se mezclen, es decir, cuando bases y ácidos se neutralicen recíprocamente.

Estos tipos de entalpía son de suma importancia para la química, ya que entienden reacciones como sistemas termodinámicos. Por ello se les conoce como entalpía química. Por otro lado, podemos hablar de sus equivalentes físicos, que son:



Entalpía de cambio de fase. Aquella que implica la absorción o liberación de energía cuando una sustancia pasa de un estado de agregación a otro, es decir, de gas a sólido o a líquido, etc. Se subdivide en: entalpía de vaporización, entalpía de solidificación y entalpía de fusión, principalmente.



Entalpía de disolución. Aquella propia de la mezcla de un soluto y un solvente, comprensible en dos fases: reticular (absorbe energía) y de hidratación (libera energía).

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3. materiales y métodos 3.1 MATERIALES -

Vaso precipitado de 100 O 250 Ml

-

Termómetro de 0 a 100 °C

-

Probeta de 50 o 100mL

-

Reactivos: o Disolución de hidróxido de sodio 1M o Disolución de ácido clorhídrico 1M o Urea, 𝑁𝐻2 𝐶𝑂𝑁𝐻2 o Agua destilada

3.2 METODOS ACTIVIDAD 1 Determinación de la entalpia de neutralización de NaOH con HCl. Se midió 50mL de disolución de HCl y se vertió en el calorímetro se esperó 3min y se anotó su temperatura. Luego se midió 50mL de disolución de NaOH y se vertió en un vaso precipitado y se anotó su temperatura. Se vertió la disolución de NaOH al calorímetro en donde se encontraba la disolución de HCl, se tapó y se agito la mezcla moviendo el calorímetro y se midió su temperatura cada 20s hasta alcanzar una máxima. ACTIVIDAD 2 DETERMINACION DE LA ENTALPIA DE DISOLUCION DE UREA EN AGUA Se midió en una probeta 50mL de agua destilada y se agrego al calorímetro se espero 3min y se anoto su temperatura, se agrego 4g de urea al calorímetro. Se 4

tapo inmediatamente y se agito la mezcla moviendo el calorímetro, se anoto la temperatura cada 20s hasta alcanzar una mínima.

4. resultados TABLA 1. Determinación de la entalpia de neutralización de NaOH con HCL HCL 1M

V (mL)

50

𝑇1(K)

21

V (mL)

50

𝑇1(K)

21

NaOH 1M

Temperatura final máxima registrada, 𝑇2 (K)

26

Masa de la mezcla final, m (gramos)

100

(se asume que la densidad es 1 g/mL) Calor especifico de la mezcla final, c (cal(g°𝐶) (se asumió que se comportó como agua pura) Reacción de neutralización 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙) Cálculo de la entalpia de neutralización (cal/mol de agua formada) 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑀 × 𝑉𝑠𝑜𝑙 𝑛𝐻𝐶𝑙 =

1𝑚𝑜𝑙 × 0.05𝐿 𝐿

𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.05𝑚𝑜𝑙 Por estequiometria: 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑛𝐻2𝑂 = 0.05𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 =

𝑞𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 −𝑚𝑐(𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 ) = 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎

5

1

∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 =

1𝑐𝑎𝑙 −100𝑔( 𝑔°𝐶 )(26°𝐶 − 21°𝐶) 0.05𝑚𝑜𝑙

= −10 000𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙

TABLA 2. Determinación de la entalpia de disolución de urea en agua V (mL)

AGUA DESTILADA

𝑇1(K) UREA

Masa (g)

50 21 4

Temperatura final máxima registrada, 𝑇2 (K)

19

Masa de la mezcla final, m(gramos)

54

(Se asume que la densidad es 1g/ml) Calor especifico de la mezcla final, c (cal/g°C) (asuma que se comporta como agua pura)

6

1

Cálculo de la entalpia de disolución (cal/mol de urea)

Q=

−𝑚𝑐(𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 −𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 ) 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑊 4𝑔 𝑛= = = 0.067𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑀 60𝑔 𝑚𝑜𝑙

∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 =

1𝑐𝑎𝑙 −54𝑔( 𝑔°𝐶 )(19°𝐶 − 21°𝐶) 0.067𝑚𝑜𝑙

= 1611𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙

5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS En la reacción de neutralización se perdió en energía en forma de calor, por lo resulto ser de tipo exotérmica. Al contrario, en la reacción de disolución fue de tipo endotérmica porque la temperatura final fue menor a la inicial. 6. CONCLUSIONES -

La reacción de neutralización entre el HCl y el NaOH resultó de tipo exotérmica, porque la temperatura aumento después de la reacción.

-

La reacción entre el Agua destilada y la Urea resultó de tipo endotérmica, porque la temperatura disminuyó después de la reacción.

7. RECOMENDACIONES -

Agitar el calorímetro adecuadamente, que la tapa este cerrado, para una correcta medición de la temperatura en las reacciones.

7

-

Lavar el termómetro después de cada medición, para no afectar el resultado de las siguientes reacciones.

8. BIBLIOGRAFÍA -

Raymond Chang. (2002). Quimica General.Mexico,D.F. : McGraw-Hill.

9. cuestionario 1. ¿Cómo confirmaría usted que logro cumplir el propósito de la practica? -

Usamos correctamente las formulas para calcular las entalpias de neutralización y disolución. Y siguiendo los pasos para realizar el experimento.

2. ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable? -

Seguimos todos los pasos de la guía de laboratorio y las explicaciones de la profesora del experimento.

3. ¿Cómo demuestra usted trabajó de manera segura? -

Utilizamos implementos como guantes y lentes, para evitar posibles riesgos al realizar el experimento.

4. ¿Cómo demuestra que cuidó el ambiente en el laboratorio? -

Los residuos generados fueron mínimos, los reactivos utilizados fueron dispuestos en un frasco.

5. ¿Qué operaciones unitarias y que procesos unitarios ha llevado a cabo en esta práctica? -

Neutralización.

6. Usted ha comprobado que la neutralización es una reacción exotérmica, lo que significa que al ocurrir la reacción se pierde energía, ¿Por qué si se pierde energía, hay elevación de la temperatura de la masa contenida en el calorímetro? -

Porque la perdida de energía se expresa en aumento de calor. 8

7. ¿Se hubiese logrado el propósito si se hubiese trabajado con un recipiente que no estuviese aislado térmicamente? Argumente. -

No de manera exacta ya que el recipiente aislado térmicamente nos da condiciones ideales, por ejemplo, la perdida de calor es mínima, lo cual hace que los cálculos sean más sencillos.

8. ¿Se podría medir el calor de combustión en un calorímetro como el que ha usado en el laboratorio? Sustente su respuesta. -

No, porque para que exista combustión necesariamente tiene que haber oxigeno y como el calorímetro es cerrado este elemento escasearía.

9. Un calorímetro contiene 100mL de HCl 0.5M a 20°C y se agrega 100mL de NaOH 0.5M a la misma temperatura. Se agita el sistema y luego se observa que el sistema alcanza una temperatura máxima de 24°C. calcule la entalpia de neutralización por mol de agua formada. Asuma que la mezcla resultante tiene densidad y calor especifico igual a los del agua (d=1g/mL y c=1cal/g°C Datos: HCl

NaOH

V(mL) = 100

V(mL) = 100

T(K) = 293

T(K) = 293

M=0.5

M=0.5

Temperatura final máxima= T(K)=297 Masa de la mezcla final (gramos)(densidad de 1g/mL) = 200g

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Calor especifico de la mezcla final, c (cal/g°C)= 1 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙) 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑀 × 𝑉𝑠𝑜𝑙 𝑛𝐻𝐶𝑙 =

0.5𝑚𝑜𝑙 × 0.1𝐿 𝐿

𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.05𝑚𝑜𝑙 Por estequiometria: 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑛𝐻2𝑂 = 0.05𝑚𝑜𝑙

∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 =

∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 =

𝑞𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 −𝑚𝑐(𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 ) = 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎

1𝑐𝑎𝑙 −200𝑔( 𝑔°𝐶 )(24°𝐶 − 20°𝐶) 0.05𝑚𝑜𝑙

= −16000𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙

10. Un calorímetro contiene 100mL de agua destilada a 20°C. se le agrega 10g de urea y se agita el sistema observándose que al cabo de un tiempo alcanza una temperatura mínima de 15°C. calcule el calor de solución por mol de soluto. Urea, 𝑁𝐻2 𝐶𝑂𝑁𝐻2 (masa molar=60g/mol)

Q= 𝑛=

−𝑚𝑐(𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 −𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 ) 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑊 10𝑔 = = 0.016𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑀 60𝑔 𝑚𝑜𝑙

∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 =

1𝑐𝑎𝑙 −110𝑔( 𝑔°𝐶 )(15°𝐶 − 20°𝐶) 0.016𝑚𝑜𝑙

10

= 5729.16𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙

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