Informe de Termoquimica

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

I)

INTRODUCCIÓN: La Termoquímica es una rama de la fisicoquímica que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las reacciones químicas. Su fin es determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como Calor durante una transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos.

Esta laboratorio es de suma importancia porque en el aprendimos a determinar el calor de reacción en especial, el calor de neutralización, a la vez determinamos también el calor del sistema.

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II)

RESUMEN

El objetivo principal de esta práctica de laboratorio es determinar el cambio térmico que acompaña a las reacciones químicas.

Las condiciones del laboratorio fueron las siguientes: P =756 mmHg, T = 22 °C y Humedad Relativa = 95%.

En el transcurso de los experimentos y consultando con libros llegamos a la conclusión que un ácido y una base fuerte reaccionan despidiendo una gran cantidad de Energía. Esta se puede medir tomando en cuenta los estados finales e iniciales de sus componentes. Para ello recurrimos a la medida de capacidad de calor física del sistema completo mediante el método del calorímetro,utilizando la fórmula utilizada de la guía.

El error porcentual obtenido se debe por varios factores como: 

La pesada del Biftalato de Potasio



Valoraciones inexactas con la técnica del goteo



Materiales parcialmente aseados y secos



Medidas Inexactas del Termómetro.

Él cálculo del Calor de Neutralización (principal Objetivo del Experimento) se obtuvo mediante los datos obtenidos en el Laboratorio y la formula teórica obtenida en la guía, su error se debe a los aspectos que veremos a continuación.

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III) FUNDAMENTOS TEORICOS: TERMOQUÍMICA Rama de la fisicoquímica que determina la cantidad de calor absorbida o liberada en procesos de cambio químico o físico. Siempre que se lleva a cabo una transformación química, hay un cambio térmico, dependiendo éste de la naturaleza, condición física y cantidad de reactantes. TIPOS DE REACCIONES TERMOQUÍMICAS Se pueden clasificar bajo dos conceptos: De acuerdo al calor involucrado, se clasifican en reacciones exotérmicas, en las que hay liberación de calor, y reacciones endotérmicas, en donde se presenta absorción de calor.

De acuerdo al proceso químico involucrado, el calor puede ser de neutralización, solución,hidratación, dilución, formación, reacción, combustión, etc.

CALOR DE REACCIÓN:

Todas las reacciones químicas, van acompañadas de un efecto calorífico. Este efecto puede ser medido a presión o a volumen constante, en el primer caso se mide la variación de energía interna y el trabajo, en tanto que en el segundo caso solo se mide la variación en energía interna. El calor de una reacción exotérmica, tiene convencionalmente signo (-) y el de una endotérmica signo (+).

Los calores de reacción se miden en calorímetros a presión o volumen constante . en ellos se aplica un balance de calor.

Ganado=Perdido Q=mCe T

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Dónde: m: masa de sustancia. Ce: calor especifico de la sustancia. T: cambio de temperatura de la sustancia. 

Calor de reacción a volumen constante.-

Si la reacción se produce a volumen constante (proceso isócoro), el trabajo exterior es nulo.

En donde se ha llamado Qv al calor que interviene en una reacción química a volumen constante, y como se puede comprobar es la variación de energía interna del proceso. 

Calor de reacción a presión constante.-

Si la reacción química transcurre en un recipiente abierto, el volumen puede variar, pero la presión permanece constante (proceso isóbaro) Para calcular la variación de energía interna, ∆U, del proceso utilizamos la siguiente fórmula, y llamamos Qp al calor de reacción a presión constante, nos queda:

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN:

Un tipo de calor de reacción es el de neutralización de ácidos y bases . cuando se usa soluciones diluidas de ácidos y bases fuertes , la única reacción que se produce es la formación de agua a partir de los iones H+ y OH- , de acuerdo a la ecuación :

Na+ OH-(ac) +H+Cl-(ac)

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

Cuando alguno de los electrolitos no es fuerte y/o cuando se usan soluciones concentradas, este valor varia ya que intervienen los calores de ionización y de dilución.

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IV) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 4.1 CAPACIDAD CALORIFICA DEL CALORIMETRO



Arme el equipo como se muestra en la figura.



Coloque 150 ml de agua de caño en el termo y el mismo volumen de agua helada (entre 2 y 8º) en la pera.



Tome las temperaturas exactas de ambas aguas, e inmediatamente abra la llave de la pera y deje caer el agua helada, mida la temperatura cada 10 segundos, agitando constantemente, anote la temperatura cuando ésta tome un valor constante.

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4.2 Determinación

del

calor

de

neutralización

entre

soluciones

de

NaOH(ac) 0.2N y HCl(ac) 0.8N 

Determine las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando la base con biftalato de potasio y el ácido con la base. Calcule las concentraciones corregidas.



Calcule los volúmenes de NaOH y de HCl necesarios para producir la neutralización, tales que sumados den 300ml (use las concentraciones calculadas en a).



Secar por completo el frasco termo y colocar en éste, el volumen de base calculado, y en la pera el volumen de ácido. Mida las temperaturas exactas de ambas soluciones, deje caer el ácido sobre la base y mida la temperatura como en 4.1.c).

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V)

TABULACIÓN:

1) Condiciones de laboratorio

presión

temperatura

% HR

756mmHg

22

95 %

2) Datos experimentales: Capacidad calorífica del calorímetro:

Temperatura del agua fría Volumen de agua fría en el termo Temperatura del agua helada Volumen de agua helada en la pera Temperatura de equilibrio

23.1ºC 150 ml 6.9º C 150 ml 16ºC

Temperatura cada 10 segundos: Tiempo transcurrido 10 s 20 s 30 s 40 s 50 s 60 s 70 s

temperatura 22.0º C 19.7º C 18.3º C 17.4º C 16.8º C 16.3º C 16.0º C

Determinación del calor de neutralización:

Masa del biftalato Volumen de la base 1 titulación Volumen de la base 2 titulación Volumen del HCl para titular Volumen de neutralización HCl Volumen de neutralización NaOH Temperatura acido Temperatura de la base ING. TEXTIL Y CONFECCIONES

0.4031g 8.80 ml 12.75 ml 3 ml 57 ml 243 ml 23.5ºC 23.3ºC Página 7

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Temperatura cada 10 segundos Tiempo transcurrido 10 20 30 40 50 60 70

Temperatura 23.3 23.3 23.6 24.5 25.1 25.6 25.8

3) Datos teóricos: 3.1 Capacidad Calorífica del Calorímetro: Ce Densidad del agua

1

3.2 Calor de Neutralización de Solución 0.2N de NaOH con solución 0.8N de HCl: Peso equivalente del biftalato Normalidad del ácido aprox. Normalidad de la base aprox.

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204.22 0.8 0.2

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VI) CÁLCULOS: A) CALOR DE NEUTRALIZACIÓN: a) Calculando la normalidad modificada del NaOH:

Datos:

Reemplazando datos:

b) Calculando la normalidad corregida del HCl:

Datos:

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Reemplazando datos:

c) calculando el volumen de NaOH y de HCl necesarios para producir la neutralización: De la parte (b): 

en 15.75 ml de solución neutralizada hay 3 ml de HCl y 12.75 ml de NaOH.

Calculando la relación:

Por lo tanto el volumen de NaOH = 243 ml d) calculando el calor de neutralización:

d.1) calculando

(promedio de temperaturas del acido y de la base):

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D.2) calculando el número de moles:

Calculando con el HCl:

Calculando con el NaOH:

d.3) de la ecuación (*) C= 342.25 cal/ºC d.4) la temperatura equilibrio es(

) = 25.8º C

Reemplazando en:

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B) CAPACIDAD CALORÍFICA DEL SISTEMA: b.1) determinando el balance del calor:

Datos:

Reemplazando:

b.2) capacidad calorífica de todo el sistema:

Reemplazando:

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VII) ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Reemplazando datos:

Análisis:el porcentaje de error tiene signo negativo (-) lo que indica que el valor obtenido es mayor al valor teórico, ósea un error por exceso, este error se debe a que los volúmenes no fueron exactos.

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VIII) CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES: CONCLUSIONES 

Cuando en una reacción la temperatura inicial de los reactantes es menor, que al producir la reacción es exotérmica caso contrario endotérmica.



El calor de reacción de neutralización es constante e independiente de la naturaleza del ácido o base esto en reacciones de ácidos y bases fuertes) ya que estos se disocian totalmente comprende la combinación del ión hidrogeno con el hidroxilo para formar agua no ionizada.



El calor de descomposición de un compuesto químico es numéricamente igual a su calor de formación, pero de signo opuesto.



Cuando se tiene un sistema en estudio, se puede obtener datos calorimétricos exactos mayormente cuando la reacción que ocurra dentro del calorímetro sea exacta y rápida.



El tipo de calor de reacción se puede determinar por las diferencias que ocurra de temperatura entre un reactivo y otro,, y la temperatura cuando ambos reaccionan.

RECOMENDACIONES



Colocar exactamente las cantidades de agua necesarias para la obtención de la capacidad calorífica del calorímetro, así como también las temperaturas del agua fría y agua helada.



Tomar las temperaturas adecuadamente tratando de que no suba por efecto del medio ambiente, esto ocurre si sacamos el termómetro del calorímetro.



Al momento que va a realizar la titulación se debe añadir unas cuantas gotas de fenolftaleína para poder observar el cambio de coloración de la sustancia.



En titulación pesar exactamente el biftalato de potasio y anotar el volumen de agua destilada, en la que se disuelve el biftalato, para tener exactamente la concentración del biftalato ya que de esto dependen también las concentraciones del ácido y base, titular adecuadamente fijándose en el punto de equivalencia

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IX) APENDICE: CUESTIONARIO.

1. ¿CUÁLES SON LAS REGLAS QUE SE DEDUCEN DE LA LEY DE HESS? DAR EJEMPLOS La ley de Hess establece que si una serie de reactivosreaccionan 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. La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos Este procedimiento se apoya en que ya han sido tabulados los calores de reacción para un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las sustancias químicas conocidas. Un caso relevante de este tipo de aplicación es el llamado ciclo de Born-Haber.

2. ¿QUÉ DIFERENCIA EXISTE ENTRE LOS CALORES DE REACCIÓN

A

VOLUMEN CONSTANTE Y A PRESIÓN CONSTANTE? Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmosfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando). Proceso a presión constante En este proceso no existe variación del Presión es un proceso isobárico por eso, el calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción. Qp = ΔrH

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Proceso a volumen constante En este proceso no existe variación del volumen es un proceso isocora por eso, el calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción. qv = ΔrU 3. DEFINIR LOS SIGUIENTES TÉRMINOS TERMODINÁMICOS: PROCESO, CAMBIO DE ESTADO, PROCESO CÍCLICO Y PROCESO REVERSIBLE  PROCESO.Corresponde a la evolución de determinadas magnitudes (o propiedades) propiamente termodinámicas relativas a un determinado sistema físico. Desde el punto de vista de la termodinámica, estas transformaciones deben transcurrir desde un estado de equilibrio inicial a otro final; es decir, que las magnitudes que sufren una variación al pasar de un estado a otro deben estar perfectamente definidas en dichos estados inicial y final.  CAMBIO DE ESTADO.Los cambios de estado en un sistema son producidos por interacciones con el entorno o medio a través del calor y del trabajo, que son dos distintos modos de la transferencia de energía. Durante estas interacciones es necesario considerar equilibrio termodinámico (un proceso estático) para que las ecuaciones sean válidas al relacionar una con otra las propiedades del sistema.  PROCESO CÍCLICO.Se da cuando un sistema, por una serie de procesos, vuelve a su estado inicial. El calor recibido por el sistema se ha transformado en trabajo, o viceversa.  PROCESO REVERSIBLE.Se denominan procesos reversibles a aquellos que hacen evolucionar a un sistema termodinámico desde un estado de equilibrio inicial a otro nuevo estado de equilibrio final a través de infinitos estados de equilibrio. Estos procesos son procesos ideales, ya que el tiempo necesario para que se establezcan esos infinitos estados de equilibrio intermedio sería infinito. ING. TEXTIL Y CONFECCIONES

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BIBLIOGRAFIA



http://es.wikipedia.org/wiki/Aceros_tratados_t%C3%A9rmicamente



http://www.foroenergia.uam.mx/2009/MESAS_01/MESA_3/TERMOQUIMICA_SOLA R.pdf



http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/sedes/arauca/87061/docs_curso/C6_L2.htm



http://iesalcalde.serveftp.org/fisicayquimica/lecciones_interactivas_quimica/HistoriaCi encia/HistoriaBiografiasQ2%C2%BA.pdf



PERRY, Robert y CHILTON, Cecil.Biblioteca del Ingeniero Químico. Segunda Edición, Juárez (MEXICO), McGraw-Hill, 1987, Págs. 3-307, 308.

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GRAFICOS  Capacidad calorífica del calorímetro (Fig. 1)

T vs t

Temperatura (ºC)

T (ºC), 0, 23.4

T (ºC), 5, 21.2 T (ºC), 10, 19.5 T (ºC), 15, 18.5 T (ºC), 20, 17.3 y = -0.1324x + 21.115 T (ºC), 25,T 16.4 (ºC), 30,T 16.1 (ºC), 35,T 15.6 (ºC), 40,T 15.5 (ºC), 45, 15.4 50, 15.4 55, R²T=(ºC), 0.8079 T (ºC) Linear (T (ºC))

Tiempo (s)

 Calor de neutralización (Fig. 2)

T vs t y = 0.0252x + 24.176 T (ºC), 50, TT(ºC), 25.4 55, 60,25.4 25.4 R² =(ºC), 0.8556 T (ºC), 35, T (ºC), 25.340, T (ºC), 25.345, 25.3 Temperatura (ºC)

T (ºC), 30, 25.1 T (ºC), 25, 25.0 T (ºC), 20, 24.9

T (ºC) Linear (T (ºC))

T (ºC), 15, 24.7

T (ºC), 10, 24.4

T (ºC), 5, 24.0 T (ºC), 0, 23.9

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Tiempo (s)

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