Informe Calor de Solucion
July 16, 2022 | Author: Anonymous | Category: N/A
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LABORATORIO DE PROPIEDADES TERMODINÁMICAS Y DE TRANSPORTE -GRUPO DE TRABAJO 2 INFORME CALOR DE REACCIÓN EN SOLUCIÓN
OBJETIVOS Objetivos Generales Reconocer las diferencias y relaciones existentes entre la calorimetría y la termoquímica.
Objetivos Específicos
El calor de reacción se define entonces como el calor cedido o absorbido cuando cantidades de reactantes especificadas por una ecuación balanceada, reaccionan completamente bajo condiciones establecidas. De acuerdo a cada tipo de reacción tenemos los siguientes calores: Calores de formación: La entalpía de formación
Determinar
algunos calores de reacción mediante la utilización de un calorímetro. Identificar los conceptos importantes que relacionan el análisis teórico con una metodología experimental Diferenciar y reconocer los dos tipos de reacciones existentes desde el punto de vista energético (Reacción endotérmica y reacción
exotérmica)
MARCO TEÓRICO Todas las reacciones químicas están regidas por un cambio de energía, tal como de absorción o desprendimiento, estos cambios se manifiestan, comúnmente en forma de calor. La termoquímica es una rama de la Termodinámica que estudia los cambios térmicos que se presentan durante las transformaciones químicas, éste análisis es puramente teórico, ya que la parte experimental es estudiada por la calorimetría. Para dar una mejor comprensión de la termoquímica, es necesario basarse en la Ley de Hess y Ley de Lavoisier-Laplace. Las cuales resultan ser una aplicación de la primera ley de la termodinámica en la química y es por esta relación que se dice que se presenta absorción o desprendimiento de energía. Si se absorbe calor; la reacción se denomina endotérmica y si se deprende, la reacción se denomina exotérmica [1]. El calor asociado con una reacción química determinada depende de la temperatura de los reactivos y de los productos. Una base consistente (estándar) para el tratamiento de los efectos térmicos de una reacción [2], se obtiene cuando los productos de una reacción y los reactivos, todos, están a la misma temperatura.
de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante [1]. Calores de combustión: El poder calorífico es la cantidad de energía por unidad de masa o unidad de volumen de materia que se puede desprender al producirse una reacción química de oxidación [1].
El calorímetro El calorímetro es un instrumento utilizado para medir las cantidades de calor que se suministran o reciben a un sistema en eell cual se lleva a cab caboo una reacción. El calorímetro consta básicamente de un termómetro, un agitador y recipiente con paredes completamente aislantes, junto con su respectiva tapa [3].
Ley de Hess La ley de Hess establece que “si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas” [4].
Ley de Lavoisier-Laplace La Ley de Lavoisier-Laplace enuncia que “en una reacción química ordinaria, la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos” [4].
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Neutralización La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química denominada de Neutralización. La4 neutralización Reacción de una solución acuosa de H 2SO (97%) con una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:
2 → 2 1 ∆ |
Donde el calor de reacción ° ° puede encontrarse en la literatura para la reacción de neutralización de una base fuerte con ácido fuerte, este valor se reporta como una constante de 13.7 kcal. Convirtiendo este valor en unidades del sistema internacional 57.3 kJ. [5]
y mantener una velocidad constante en el mezclado; un termómetro digital, con precisión de décima de grado y por último, un sistema eléctrico que cuenta con una resistencia de calentamiento, una fuente de corriente, un voltímetro y un amperímetro.
Cuidados de manejo: -El vaso DEWAR – que debe lavarse con agua destilada - no debe retirarse del vaso que lo contiene pues se puede romper fácilmente. -El agitador debe ubicarse con una profundidad adecuada, pero que no toque el fondo pues puede ocasionar daños al equipo como a él mismo. La velocidad se debe mantener constante para evitar que el efecto energético que produce interfiera con el resultado final. -Nunca se debe operar la resistencia del sistema eléctrico líquido en el vaso, pues se puede recalentarsin y dañarse.
PROCEDIMIENTO MATERIALES o o o o o o o o o o o
o
Agua destilada 2 ml H2SO4, 97% 5 gNaOH 5 gbiftalato de potasio 0,5 ml fenolftaleína 2 balones aforados de 50 ml 1 Pipeta aforada de 5 ml 1 Vidrio de reloj 1 Espátula 1 bureta de 10 ml 1 Vaso de precipitados de 100 ml 1 vaso de precipitados de 50 ml
EQUIPO El equipo consta de un calorímetro de solución que funciona a presión constante. Está compuesto por un recipiente cilíndrico conocido como vaso Dewar, el cual permite elagitación proceso que en se uninserta sistema adiabático; un trabajar sistema de al tapón y está conectado a un pequeño motor cuya graduación permite variar la velocidad de agitación
A) Determinación de la Constante del Calorímetro (K) : -Revisar el calorímetro, el circuito eléctrico y el espiral de calentamient calentamiento. o. -Adicionar 750 ml de agua destilada al frasco Dewar e introducir las unidades de agitación y calentamiento las cuales deben quedar a la misma altura y tocando el líquido así como el bulbo del termómetro. -Encender las unidades de calentamiento y agitación durante diez minutos y registrar simultáneamente temperaturas en intervalos de 30 segundos. -Al finalizar los diez minutos, apagar el sistema de calentamiento. B) Determinación del calor de disolución: -Agregar una alícuota de H2SO4, 97% al volumen de agua inicial dentro deluna vaso Dewar (unadealícuota necesaria para alcanzar concentración 0,1 M).
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-Encender las unidades de calentamient calentamientoo y agitación durante diez minutos y registrar simultáneamente temperaturas en intervalos de 30 segundos. -Al finalizar los diez minutos, apagar el sistema de calentamiento.
Se podrá calcular el valor de K, que es la contante del calorímetro. Puesto que se conocen todos estos valores a partir de la experimentación excepto la capacidad calorífica, esta se calcula para una temperatura promedio, por medio de la siguiente expresión [2]:
= 5
C) Determinación del calor de reacción en solución: -Preparar una solución de NaOH. Titular la solución de NaOH con biftalato de potasio.
Tabla 1.
Constantes para agua (cálculo capacidad calorífica)
Sustancia
agua
-Agregar fenolftaleína a la disolución de ácido sulfúrico y agua contenida en el vaso Dewar. -Adicionar con un embudo la cantidad solución de NaOH correspondiente para neutralizar (cálculo previo). -Si la fenolftaleína vira a rosa pálido una vez se haya agregado la alícuota, encender la agitación y el calentamiento y registrar datos de temperatura en intervalos de 30 segundos por 10 minutos; de lo contrario, continuar agregando base hasta alcanzar el viraje y llevar a cabo c abo lo indicado anteriormente anteriormente..
A
B
C
8,712
1,25
-0,18
[2].
También es necesario saber la densidad del agua a la temperatura ambiente, éste se puede calcular por medio de la ecuación (5) [6]:
[+−/ −/] 5 =1/2[+ Tabla 2.
Constates para la ecuación (5)
Constantes para densidad agua C1 5,459
C2 0,30542
C3 647,13
C4 0,081
-Al finalizar los diez minutos, apagar el sistema de calentamiento y disponer de los residuos en el lugar indicado [5]. B) Calor de solución:
PROCEDIMIENTO DE CÁLCULO A) Constante del calorímetro: Con los resultados
obtenidos en la práctica y de acuerdo al balance de energía sobre el calorímetro:
El primer paso es hallar la masa de la solución ácida, de la cual conocemos el volumen y las densidades tanto del agua pura como de la solución ácida concentrada.
∆= 2
Y con las ecuaciones (3) y (4), pero despejando esta ocasión á y reemplazando el valor calculado para K así como las condiciones correspondientes en B).
= 3
Por lo tanto, para este caso, la ecuación (4):
Donde:
Y de igual forma:
∆Hol c = mol c Cp K a
= 4
a
a
ol c
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Se determina el calor de solución teórico por método gráfico para fines comparativos. Usando la gráfica entalpía vs. Composición para el ácido sulfúrico:
. . .== . 8 ×100% ó
ó
TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS Tabla 3.
Datos para la calibración del equipo
Calentamiento Agua para constante constante (K) Voltaje (V)
Corriente (A)
5,1
0,78
Tiempo (s)
T (°C)
0 300 420
22,1 22,5 22,7
480 540 600 660 960 1140
22,8 22,8 22,9 23 23,3 23,5
Figura 1. Diagrama Hx para H2SO4/H2O [2]. Tabla 4.
Es necesario calcular entonces el porcentaje másico de ácido en la solución solución::
6 = El balance de energía es:
Δ
. = Δ . 7 °
°
°
ó
° á
C) Calor de Neutralización: Neutralización:
Procedemos de igual forma que en el caso anterior. Una vez calculados los valores para el calor de disolución y el calor de neutralización, se calcula el error relativo.
Datos para Calor de solución de H2SO4
Adición H2SO4 Tiempo (s)
T (°C)
0
24,9
30 60 90 120 150 180 210 240 330
25 25,6 25,7 25,7 25,7 25,7 25,7 25,8 25,8
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Tabla 5.
Datos para Cp de Solución
240 270 300
Calentamiento Solución H2SO4
Tabla 6.
Voltaje (V)
Corriente (A)
7,9
1,06
Tiempo (s)
T (°C)
0 90 120 150 180 210 240 270 300
25,8 25,8 25,9 25,9 26 26,1 26,1 26,2 26,2
Datos del comportamiento de la reacción
Adición Solución NaOH Tiempo (s)
T (°C)
0 30 60 90 120 144 180 210 240
26,4 26,7 26,9 27 27,1 27,1 27,1 27,1 27,1
Tabla 7.
Datos para Cp de reacción
Calentamiento Reacción Voltaje (V)
Corriente (A)
7,8
1
tiempo (s)
T(°C
0 30 60 90 120 150 180 210
27,1 27,1 27,1 27,2 27,2 27,3 27,3 27,4
27,5 27,5 27,6
Datos Necesarios Temperatura para determinación Cp Agua (°C)
22,1
Masa molecular H2SO4 (g/mol)
98,08
Masa molecular NaOH (g/mol)
40
Masa molecular C8H5KO4(g/mol)
204,23
Masa molecular Agua(g/mol)
18
Densidad H2O (g/ml)
0,9949
Densidad H2O (kmol/m3)
55,273
Densidad H2O (kg/m3)
994,918
Densidad H2SO4 (g/ml)
1,84
Densidad NaOH (g/ml)
2,3
Concentración de solución Laboratorio (%p/p) Concentración de solución Laboratorio (%v/v)
95 91,1
Concentración de solución Laboratorio (M)
17,1
Contante de los gases (J/mol K)
8,314
Cp Agua (J/mol K)
75,37
Cp Agua (J/g K)
4,187
Tabla 8.
Preparación de la solución H2SO4
PREPARACIÓN DE SOLUCIÓN DE H2SO4 Alicuota tomada (ml) mol de H2SO4
0,0342
Volumen Agua (L) Volumen Solución en vaso (L) Concentración Solución H2SO4 (M)
Tabla 9.
2
0,75 0,752 0,0455
Resultados y datos para la preparación de la solución de NaOH
NEUTRALIZACIÓN Moles de NaOH necesarias Volumen de sln de NaOH a preparar (L)
0,068 0,05
Masa NaOH real (g)
4,932
Moles de NaOH para masa real
0,123
Concentración de solución NaOH (M)
2,466
Volumen adición a Dewar (L)
0,028
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Tabla 10.
Datos para la constante del calorímetro
DETERMINACIÓN DE CONSTANTE CALORÍMETRO Masa Agua (g)
746,19
K (J/K)
114,79
Tabla 11.
Datos del calor de solución de la solución de H2SO4
CALOR DE SOLUCIÓN DEL H2SO4
Masa solución ácida (g)
749,87
Cp solución ácida (J/g K)
3,289
∆H solución ácida (J)
-2116,34
∆H solución ácida por g de sln sln (J/g)
Tabla 12.
-2,82
Datos del Calor de solución teórico de la solución de H2SO4
CALOR DE SOLUCIÓN TEÓRICO X H2SO4 (%)
0,45
∆H solución ácida teórica (J)
-2142,3
∆H sln. ácida teórica por g de de sln (J/g) Tabla 13.
Determinación calor de disolución y Cp de la solución acida: Primero de determinará la masa de la solución ácida:
mln = 75 7500 mL0 mL 0,9,994 9499 mLg 2 mL1,84 mLg = 74 749,9,8877 g Se igualan las ecuaciones (3) y (4) y se despeja el Cp, que para este caso sería el de la solución y se pondrá la masa de la solución ácida:
Cpln acida J 7,9 300 26,2 C25,8 C K⁄ C 1,06 A A 7,9 V V 300 s s 124,79 K = 749,87 g J =3,289 g.K g. K °
CALOR DE REACCIÓN NEUTRALIZACIÓN 783,07
Cp reacción solución (J/g K) ∆H reacción (J)
í =114,79
-2,86
Datos del calor de reacción hallado
Masa solución de reacción (g)
K 0,78A5,1 V 1140s 4.187 g JK 746,19g 23,522,1K = 23,5 22,1K
2,915 -1517,5
MUESTRA DE CÁLCULOS
Para el cálculo de la constante del calorímetro Por medio de un balance de energía presenta presentado do en la ecuación se puede determinar la constan constante te del calorímetro. Primero se debe conocer el calor transferido por medio de la resistencia al sistema agua-calorímetro; gracias al efecto Joule se puede determinar este calor conociendo el voltaje, la corriente y el tiempo.
°
Determinación del calor de solución Aplicando la siguiente ecuación podemos podem os determinar el calor liberado por la adición del ácido sulfúrico concentrado al agua presente en el calorímetro:
∆Hln acida = mln Cpln∆T K ∆T J ) 25,8 ℃ 24,9 ℃ K⁄ C = 749,87 gg (3,289 g.K g. K 114,79 J/K J/K25,8 25,8 ℃ 24 24,9,9 ℃ K⁄ C °
°
∆Hln = 2116,34 J De la ecuación se puede despejar la contante del calorímetro, con lo cual se obtiene:
í = ∆−∆∆
El calor de solución por gramo de solución será igual a:
= 2,8 2,866 /
°
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El calor de solución teórico se determina por la Figura 1 entalpia composición para el ácido sulfúrico. Para poder determinar la entalpia de la disolución teórica debemos determinar el porcentaje másico de ácido ácido en la solución.
98,09 0,0342 = = ` 749,87 ∗100 =0,45% Tabla 14.
Datos de para el cálculo del calor de Solución Teórico
Agua
Porcentaje en masa (%) 0
∆H disolu.
∆H disolu.
(Btu/lbm sln) 38
(J/g sln) 88
0,45
37
85
98
3
7
Solución H2SO4
Cálculo del calor de reacción Para este cálculo, se hará el mismo procedimiento que para el calor de solución en el cálculo del Cp de la reacción. Previamente se calculó la masa de la solución dede NaOH adicionada y se sumó a la l a masa de la solución H2SO4.
Cpln rxn J ∗ 27 7,8 300 27,6,6 ℃ 27 27,1,1 ℃ K⁄℃ 1 A A 7,8 V V 300 s s 114,79 K = 783,07 g J =2,915, g.K g. K Aplicando la ecuación de balance podemos determinar el calor de neutralización
°
=
Δ
Los datos de la Tabla T abla 14 fueron tomados de la Figura1. El balance de energía queda:
= . =749,87(85 ) 750 0,9949 (88 ) 2 2 1,84 (7 ) = 2 214 142,3 2,3
Δ Δ
°
°
°
Δ
° á
°
Δ
°
La entalpia liberada por gramo de solución teórica queda:
=3,86 = 2142,3 749,87 °
Δ
Porcentaje de error:
3,82 2,86 ×100 ×100= 3,82 3,86 = , % ó
ó
) 26,4 ℃ = 783,07 783,07 (2,915 . . 27,1℃ ⁄℃ 27,1℃ 114,79/ 114,79/26 26,4,4 ℃ 27 27,1,1 ℃ ⁄℃
Δ
°
=1517,5
Δ
°
ANÁLISIS DE RESULTADOS RESULTADOS Teniendo en cuenta el objetivo final de la práctica, la determinación del calor normal de neutralización entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio en disolución, reactivos que nos permitieron la obtención de sulfato de sodio, una sal con solubilidad en agua de 4,76 g en 100 ml de agua. Para la determinación del calor de solución del ácido sulfúrico en agua y el calor de neutralización entre el mismo ácido y el hidróxido de sodio, fue necesario el cálculo de la constante del calorímetro, representación la energía que de el calorímetro no matemática permite que de llegue al sistema análisis, planteando la diferencia entre el calor introducido al sistema y el calor que realmente gana
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el sistema, constante para la cual se obtuvo un valor de 114,79 (J/K), el cual consideramos fue acorde al sistema dados los resultados ilustrados anteriormente y los errores obtenidos.
CONCLUSIONES A pesar de que el porcentaje de error que
obtuvimos es relativamente bajo, detectamos ciertos factores que pudieron haber afectado los resultados obtenidos. Sin embargo, el experimento llevado a cabo y lo que logramos nos permite hacer una estimación del comportamiento de las reacciones estudiadas. ° nos dio Como se esperaba el Δ negativo, indicando que la reacción de neutralización de H2SO4 y del NaOH es exotérmica, liberando 1517,5 kJ. El valor para la constante de calorímetro que se calculó puede no ser tan precisa debido a las consideraciones frente al efecto de Joule (desprendimiento de calor provocado por el
Para la constante del calorímetro se llevó a cabo el monitoreo la temperatura durante 19 minutos, esto se diodepor un imprevisto en cuanto a la planeación de la práctica, no estaba disponible el ácido, lo que incurre en variaciones del cálculo por que el tiempo de calentamiento varía la energía recibida por el sistema, pero el estado del equipo no era el deseado, por consiguiente la constante calculada no representa perfectamente el sistema (Calorímetro). En adición, este vaso Dewar es considerado completamente adiabático, sin embargo, el trajín al que es sometido, el uso de un tapón que no parece ser el original del vaso, los orificios de entrada de la resistencia, el detector de
temperatura y el agitador, junto con la rigurosidad en el aislamiento y el manejo que implica tener un sistema completamente adiabático, hace reconocer, un error, por mínimo que pueda ser, por el equipo que se utiliza.
movimiento de electrones) que está directamente afectado, por intensidad de corriente, voltaje y tiempo de exposición.
Un error en la manipulación del equipo que se debe considerar es la velocidad a la cual, tras la adición de reactivos, se vuelve a taponar el sistema implica una deficiencia en el aislamiento que se plantea teóricamente. Este problema, se presenta precisamente en los momentos cruciales de la práctica por lo que se debe considerar un error
REFERENCIAS
asociado a este tema. El cálculo que se lleva a cabo para el análisis de los datos obtenidos en el laboratorio no es riguroso, es decir, no se tienen en cuenta todos los factores que afectan al sistema energéticamente debido a que su determinación es bastante engorrosa, esto influye en que no se obtenga el mismo valor que se encuentra reportado en la literatura, aunque el error hallado para la determinación sea de 1,2%. Algunos de estos factores son, por ejemplo, la energía que aporta el agitador, mediante el trabajo realizado, aunque este no influya de gran manera en la determinación del
química edición. Ed. Mc Graw Hill. México, 2007. Pág. 685;. 7ª FIGURA 12,17.
calor de neutralización de manera significativa.
Facultad de Ingeniería Universidad de Buenos Aires [1]
[2]
SMITH J.M., VAN NESS H. C., ABBOTT M. M .
Introducción a la termodinámica en ingeniería
[3]
Ministerio de Educación de Españ Españaa
[4] MORCILLO. J (1989).
Temas básicos de química (2ª
edición). Alhambra Universidad. [6] PERRY. R,H., GREEN. D,W.,
CHEMICAL ENGINEERS’ HANDBOOK. Mc Graw Hill 1999. Pp, 2-94
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