Informe Nº1-Química General A2

PRÁCTICA Nº 1

Absorción de Calor y Energía Química

          RESUMEN  La práctica número 1 se estudia el tema de la de la Termodinámica que trata los cambios de energía interna ( ∆ U) y de entalpía ( ∆ H) asociados a las reacciones químicas Comprende el estudio de la medida y cálculo del calor absorbido o liberado por las reacciones químicas. Toda reacción química tiene un calor de reacción asociado.

Q ganado = −Q perdido También trata sobre los conceptos fundamentales de: La capacidad calorífica (C) la cantidad de calor requerida incrementar la temperatura de una cierta masa de sustancia en grados centígrados, que se determino con ayuda del calorímetro (representado por un vaso de precipitado) punto especificado en la sección: • 4.3.1.- Determinación de la constante del calorímetro K cal/grado. El calor específico (c.e.) cantidad de calor trasferida, que se determina con la constante (ya despejada en la sección antes mencionada) En la sección: • Calor específico de un sólido. El sólido utilizado para este procedimiento es el Pb. Por último se cita en la sección: • Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos. En el cual se examinara cuantitativamente los cambios de energía que acompañan los tres cambios químicos

     

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Absorción de Calor y Energía Química

 

INTRODUCCIÓN  En el presente informe que lleva como título absorción de calor y energía, se conocerá los conceptos sobre calor especifico, capacidad calorífica, calor de solución y calor de reacción de igual manera se aprenderá experimentalmente en el laboratorio a calcular correctamente la determinación de la constante del calorímetro K cal/grado, el calor especifico de un sólido y los cambios cualitativos durante una reacción.

Los objetivos a cumplir son los siguientes: • Determinar cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicos y físico. • Determinar las capacidades caloríficas a presión constante atmosférica de sólidos y del sistema calorimétrico.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS  CALOR El calor es la transferencia de energía entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia de calor hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico. La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convección. La condición esencial para que exista calor es que de haber diferencia temperaturas en 2 sustancias, es decir:

CALORIMETRIA En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden con un calorímetro, recipiente cerrado diseñado específicamente para este propósito. Es estudio de la calorimetría, la medición de los cambios de calor, depende de la compresión de los conceptos de calor específico y capacidad calorífica, por lo cual se consideran en primer término CALOR ESPECÍFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA El calor específico (Ce) de una sustancia es la cantidad de de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. Sus unidades son J/g·ºC. La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de sustancia. Sus unidades don J/ºC. El calor

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específico es una propiedad intensiva, en tanto que la capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre capacidad calorífica y calor específicos de una sustancia es C = m ⋅ Ce

Donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor específico del agua es 4.184 J/g·ºC, y la capacidad calorífica de 60.0 g de agua es

(60.0 g )(4.184 J / g ⋅º C ) = 251J /º C Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de la muestra (∆t ) indicará la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de calor están dadas por

q = m ⋅ Ce ⋅ ∆t

q = C ⋅ ∆t Donde ∆t es el cambio de temperatura:

∆t = t final − tinicial El convenio par que el signo de q es igual que para el cambio de entalpía; q es positiva para procesos endotérmicos, y negativo para procesos exotérmicos. CALOR DE REACCIÓN La cantidad de calor absorbida o desprendida mediante una reacción química. Esto se debe a la diferencia entre las entalpías de los productos y de los reactantes a una temperatura definida y a presión constante. El calor de reacción depende solo de los estados inicial y final del proceso, más no del camino que ha seguido la reacción. Si se desprende calor disminuye la entalpía y ∆H es negativo, la reacción se denomina exotérmica. En una reacción endotérmica se absorbe calor y se eleva la entalpía del sistema. El calor de reacción se expresa para una unidad estequiométricas y depende de la cantidad de sustancia. Los calores de reacción o variaciones de entalpía son aditivos, esta aditividad, es una definición del primer principio de la termodinámica. El calor de reacción depende solo del estado inicial y final y 4

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no del camino que ha seguido la reacción. Esta aplicación del principio de la termodinámica se llama LEY DE HESS.

CALOR DE SOLUCIÓN En la gran mayoría de los casos la disolución de un soluto en un solvente produce cambios de calor que pueden medirse. A presión constante, el cambio de calor es igual al cambio de entalpía. El calor de solución, o entalpía de solución ∆H so ln es el calor generado o absorbido cuando cierta

cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de solvente. La cantidad ∆H so ln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los componentes originales (es decir, soluto y disolvente) antes de mezclarse. Así

∆H so ln = ∆H so ln − H componente s No es posible medir H so ln ni H componentes pero en un calorímetro a presión constante se puede determinar rápidamente su diferencia, ∆H so ln .Al igual que otros cambios de entalpía, ∆H so ln es positivo para procesos endotérmicos (que absorben calor), y negativo para procesos exotérmicos (que generan calor). Considere el calor de solución de un proceso donde el soluto es un compuesto iónico y el solvente es el agua. Por ejemplo, ¿qué sucede cuando el NaCl sólido se disuelve en agua? En el NaCl sólido, los iones Na + y Cl − están fuertemente unidos por fuerzas positivas y negativas (electrostáticas); pero cuando un pequeño cristal de NaCl se disuelve en agua; la red tridimensional de iones se rompe en sus unidades individuales. Los iones Na + y Cl − separados se estabilizan en solución por su interacción con las moléculas de agua. Se dice que estos iones están hidratados. En este caso, el agua funciona igual que un buen aislante eléctrico. Las moléculas de agua protegen a los iones ( Na + y Cl − ) unos de otros y reducen de manera eficaz la atracción electrostática que los mantiene unidos en el estado sólido. El calor de solución se define mediante el siguiente proceso: H 2O NaCl( S ) ⎯⎯ ⎯→ Na(+ac ) + Cl(−ac )

∆H so ln = ?

La disolución de un compuesto iónico, como el NaCl en agua, implica interacciones complejas entre las especies del soluto y del solvente. Sin embargo, desde el punto de vista de este análisis es posible imaginar que el proceso de solución tiene lugar por separado en los dos pasos que se muestran en la siguiente figura.

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      Primero, los iones Na + y Cl − en el sólido cristalino se separan unos de otros al pasar al estado gaseoso: 2O energía + NaCl ( S ) ⎯H⎯ ⎯ → Na(+g ) + Cl(−g )

La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto sólido iónico en sus iones en estado gaseoso de llama energía reticular (U). La energía reticular del NaCl es 788 KJ/mol. En otras palabras, es necesario suministrar una energía de 788 KJ para separar 1 mol de NaCl sólido en 1 mol de iones Na + y 1 mol de iones Cl − . El siguiente paso consiste en que los iones “gaseosos” Na + y Cl − , en contacto con el agua, se hidratan: 2O Na(+g ) + Cl(−g ) ⎯H⎯ ⎯ → Na(+ac ) + Cl(−ac ) + energía

El cambio de entalpía asociado al proceso de hidratación se llama calor de hidratación, ∆H hidr (el calor de hidratación tiene un valor negativo para cationes y aniones). Mediante la ley de Hess, es posible considerar ∆H so ln , como la suma de dos cantidades relacionadas; La energía reticular (U) y el calor de hidratación ( ∆H hidr ), como se muestra en la figura g.11:

∆H so ln = U + ∆H hidr

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Por lo tanto

NaCl ( S ) ⎯ ⎯→ Na(+g ) + Cl(−g )

U = 788 KJ / mol

2O Na(+g ) + Cl(−g ) ⎯H⎯ ⎯ → Na(+ac ) + Cl(−ac )

∆H hidr = −784 KJ / mol

2O NaCl ( S ) ⎯H⎯ ⎯ → Na(+ac ) + Cl(−ac )

∆H so ln = 4 KJ / mol

Como consecuencia, cuando se disuelve 1 mol de NaCl en agua, se absorben de los alrededores 4 KJ de calor. Este efecto se puede observar porque el recipiente que contiene la solución se enfría ligeramente. Dependiendo de la naturaleza del catión y el anión implicados, el valor de ∆H hidr de un compuesto iónico será negativo (exotérmico) o positivo (endotérmico).

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DETALLES EXPERIMENTALES  1. Materiales y Reactivos

•

1 Vaso precipitado de vidrio de 100 mL

•

1 Vaso precipitado de vidrio de 250 mL

•

1 Probeta de 100 mL

•

Un termómetro de 100ºC ± 0,1

•

H2O

•

Muestras sólidas de: Al, Fe, Pb y Cu

2. Procedimiento experimental

2.1 Determinación de la constante del Calorímetro K cal/grado a.

En un vaso de vidrio pyrex de 250 mL que sirvió de calorímetro se agregó 100 g de agua potable. Se tomó la temperatura del agua denotada por T1.

b.

Se colocó 100 g de agua en un segundo vaso de 100 mL y caliente hasta una temperatura entre 35 a 40ºC. La temperatura medida se denotó como T2.

c.

Inmediatamente enfriar el termómetro con abundante agua fría.

d.

Se vertió los 100 g de agua caliente en el calorímetro, agitándose con cuidado hasta que el sistema alcanza la máxima temperatura. Se anotó la máxima temperatura del sistema denotada como Tm.

Qganado = −Q perdido Calor ganado: calor ganado por el calorímetro + calor ganado por H2O del calorímetro. Calor perdido: calor perdido por el H2O del vaso 2 De la expresión anterior se determina el valor de K cal/grado (o Joule/grado)

K × (Tm − Ti ) + mH 2 O × c.e.H 2 O × (Tm − Ti ) = mH 2 O × c.e.H 2 O × (Tm − T f

)

A partir de esta ecuación se determina K, cuyo valor es siempre positivo.

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2.2 Calor específico de un sólido

i.

Se colocó 100g de agua en el calorímetro. Medir temperatura T1.

ii.

Se peso una cantidad dada por el profesor de un sólido (metal) y se colocó en el vaso de 100 mL.

iii.

Se calentaron los perdigones en un baño de arena hasta que el sistema alcanza una temperatura entre mayor de 100ºC.

iv.

Luego se midió la temperatura de sólidos denotada como T2.

v.

Se introduce y sumerge la muestra sólida, con mucho cuidado, en el agua del calorímetro y cada 10 segundos anotar los cambios de temperatura.

vi.

Medir la temperatura del sistema calorimétrico denotada por Tm.

Q ganado = −Q perdido Calor perdido: calor perdido por la muestra sólida del vaso 2 Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.

2.3 Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos

i.

En esta experiencia se examinó cuantitativamente los cambios de energía que acompañan a los tres cambios químicos y se debió tener en cuenta las siguientes condiciones: a. Se utilizó el mismo calorímetro de las anteriores experiencias. b. La densidad de la solución diluida resultante de cada reacción 1 g/mL. c. El calor específico de cada una de las soluciones formadas es de 1,0 cal/g·ºC. ii.

Se determinó el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añadió 2 mL de H2SO4 18 M y 200 mL de agua destilada al calorímetro. Se anotó las temperaturas y escribió este cambio como ∆H1 .

iii.

Se determino el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añade 50 mL de H2SO4 0,25 M a 50 mL de NaOH 0,5 M en el calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este cambio de energía como ∆H 2 .

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iv.

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Se determino el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añadió 1,5 mL de H2SO4 18 M a 100 mL de NaOH 0,5 M en el calorímetro. Se anotó las temperaturas T1 y T2 y escriba este cambio de energía como ∆H 3 . n × ∆H = QganadoH O + Qcalorímetro 2

∆H =

msol × c.e.sol × (T f − Ti ) + K × (T f − Ti ) n

Para soluciones diluidas

∆H =

mH 2O × c.e.H 2O × (T f − Ti ) + K × (T f − Ti ) n

m: masa c.e.: calor específico K: Capacidad calorífica del calorímetro T: Temperatura n: número de moles

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DISCUSIÓN DE RESULTADOS  Es necesario hacer le pesaje lo más exacto posible para evitar el mínimo error, si se trabaja con una balanza de triple brazo calibrarla antes de cada pesada. Al realizar las pruebas cuantitativas para obtener el c.e. utilizado la constante calorimétrica se obtuvo que %error del solido utilizado (Pb) c .e. = 0 . 189

cal cal exp erimental , teórico c .e. = 0 . 093 g ×Cº g ×Cº

%error =

valorteórico − valorexp erimental valorteórico

× 100

Se calentó demasiado rápida la muestra lo que conllevo a obtener un pico de temperatura incorrecto por que la muestra baja rápidamente un grado centígrado. El margen de error elevado se debe a que la constante de capacidad calorífica del recipiente (vaso d precipitados) tiene un rango especifico dado que varía entre entonces al hallar nosotros su valor resulto de 10cal/c aproximadamente un valor un poco extremo al de su rango, por eso el resultado del calor especifico del sólido (Pb) resulto un valor también muy inferior a su dato real (experimental).

¿Pero como sustentaríamos un valor cerca de lo real? Entonces podríamos decir que si obtendríamos un valor del intermedio del rango de la constante de capacidad calorífica entonces al efectuar el desarrollo del calor específico del sólido (Pb) obtendríamos un valor cerca de lo real y también tendríamos un margen de error adecuado a lo experimental

Otros factores que debieron también influir en resultado, fue el mal manejo del cálculo de la temperatura promedio. ¿Cómo es esto? Al momento de obtener los datos de la temperatura promedio, al mezclar las muestras tendríamos que ver que esa temperatura seria la temperatura en la que se registre por más tiempo (en la que la lectura del termómetro se detiene por un tiempo prolongado) y no la que registre más cada 10 segundos.

La constante calorimétrica hallada no proporciona una cifra exacta para la ejecución correcta de las experiencias lo cual demuestra una clara desventaja

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Al momento de realizar el experimento numero 1 usando los vasos de precipitados, en cada uno había 100mL respectivamente pero al combinarlos en el calorímetro se noto que en el vaso 1 solo había 190 mL esto ocurrió debido a que las medidas en los vasos de precipitado no son 100% exactas.

Al momento de combinar el H 2 SO4 de 18 M con el NaOH 0.5M la temperatura se elevo mucho más que al combinar el H 2 SO4 de 0.25 M con el NaOH 0.5M, esto se debe a que la temperatura en una reacción tiene relación con la molaridad y si hay mayor cantidad de número de moles en una reacción esta liberara más calor.

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            CONCLUSIONES  Se determino cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicos físicos utilizando el calorímetro despejando su constante de capacidad calorífica a presión constante si se hubiese calentado el sólido a mayor temperatura el porcentaje de error hubiera sido a menor escala. Se calculo la constante de calor específico del calorímetro, utilizando las variaciones de temperatura de la combinación de dos volúmenes diferentes de agua, a diferentes temperaturas, añadidos al calorímetro. Al determinar el c.e. del solido: Cu Se calentó demasiado rápida la muestra lo que conllevo a obtener un pico de temperatura incorrecto por que la muestra baja rápidamente un grado centígrado.

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        RECOMENDACIONES  Es recomendable que para la práctica número 1de Química General AII se trabaje con las precauciones adecuadas por lo que es necesario:

• El uso de mascarilla, guantes y lentes de protección. • Verificar antes del procedimiento que todos los materiales estén en perfectas condiciones y en las concentraciones de molaridad que indican la guía de trabajo.

• Si ocurre algún tipo de accidente con alguna sustancia ácida en contacto con la piel se recomienda enjuagar inmediatamente con agua destilada.

• Realizar cuidadosamente las experiencias para que de este modo no se presenten dificultades referentes a los valores obtenidos comprobados con los valores teóricos.

• A momento de medir la temperatura la persona se debe colocar al nivel del termómetro para que la medida vista sea lo más exacta posible.

• Anotar todos los cambios vistos en los experimentos ya sean volúmenes, temperaturas, etc.

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            BIBLIOGRAFÍA  •

CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición. 2007.

•

www.wikipedia.com

•

www.monografias.com

                 

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ANEXOS  CUESTIONARIO  1. Calcular el valor de la constante del calorímetro k(cal/grado).

Del primer experimento tenemos los siguientes datos: a. T1=19°C b. T2=43°C c. T3=30°C d. CeH2O=1cal/g°c Entonces este problema se resuelve con la siguiente fórmula:

Q ganado = −Q perdido

m H 2 O × ce H 2 O × (T3 − T1 ) + K × (T3 − T1 ) = m H 2 O × Ce H 2 O × (T2 − T3 ) 100 g × (1 cal g ⋅ ° C ) × (11 ° C ) + K × (11 ° C ) = 100 g × (1 cal g ⋅ ° C ) × (13 ° C ) K=18.2cal

2. Determinar el calor especifico de la muestra solida que indica el Profesor. Determine el % de error relativo. Del segundo experimento tenemos los siguientes datos: T1=19°C T2=106°C T3=23°C

m solido =172,93g Ce solido =N

Q ganado = −Q perdido m H 2 O × ce H 2 O × (T3 − T1 ) + K × (T3 − T1 ) = m solido × Ce solido × (T2 − T3 )

100 g × (1 cal g ⋅°C ) × (4°C ) + (18 .2 cal g ⋅°C ) × (4°C ) = 172 ,93 g × ( N ) × (83 °C ) N=0.033cal/g°C.

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Ahora se hallara el porcentaje de error con la siguiente fórmula: %error =

valorteórico − valorexp erimental valorteórico

%error =

× 100

0.031 − 0.033 × 100% 0.031

%error = −6.25% 3. Fundamente el resultado de la pregunta (2) y que consideraciones se debe tener en cuenta en la práctica si este % de error es muy alto.

Como se nota el calor específico del solido es 0.002 mayor que el del valor teórico. La variación entre estos valores es muy pequeña. Esto se debe a que bañamos los metales en arena que permitió que el calor se difundiera uniformemente por todo el metal. De haber resultado un alto porcentaje de error, se debe considerar en que recipiente o sistema se está calentando el metal y se recomienda realizar el mismo procedimiento mencionado en los detalles experimentales.

4. Calcule la concentración de la solución diluida de H2SO4 formada en el paso (2). Los datos del siguiente problema son:

M H 2 SO4 = 18

mol L

V1=2mL V2=200mL M2 = X M 1 × V1 = M 2 × V2

18

mol × 2mL = M 2 × 200mL L M 2 = 0.18

mol L

5. Muestre por cálculo que la solución formada en las reacciones de neutralización de los pasos (3) y (4) es Na2SO4.

H 2 SO4 ( ac ) + 2 NaOH ( ac ) → Na 2 SO4 ( ac ) + 2 H 2O( l ) Los datos son los siguientes: El # de moles del

H 2 SO 4

= 0.0125mol 17

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El # de moles del

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NaOH

= 0.025mol

Calculando el reactivo limitante. 0.0125mol.H 2. SO4 ×

2molNaOH = 0.025mol.NaOH 1molH 2 SO4

1molH 2 SO 4 = 0.0125mol .H 2 SO 4 2molNaOH Entonces por cada mol de H 2 SO 4 se consume 2 moles de NaOH entonces por cada mol de 0.025mol .NaOH ×

H 2 SO 4 produce mol de Na 2 SO4 .

Por lo tanto la concentración de Na 2 SO4 es 0.025mol/L.

6. Escriba las ecuaciones de las tres reacciones estudiadas en la parte C. indique la concentración de cada reaccionarte y de su producto como parte de las reacciones (no incluye al agua ni como reaccionarte ni como producto en la reacción de la dilución del paso (2)).

∆H =

mH 2O × c.e.H 2O × (T f − Ti ) + K × (T f − Ti ) n

∆H 1 = 24.24 Kcal

H 2O ( l ) H 2 SO4( cc ) ⎯⎯ ⎯→ H 2 SO4 ( ac )

∆H =

(200 g ) × (1 cal g ⋅°C ) × (23 − 19 )°C + 18.2 cal °C × (23 − 19 )°C 0.036mol

∆H 2 = 16.37 Kcal

H 2O ( l ) NaOH ( cc ) ⎯⎯ ⎯→ NaOH ( ac )

∆H =

mol

(50 g ) × (1 cal g ⋅°C ) × (22 − 19 )°C + 18.2 cal °C × (22 − 19 )°C 0.0125mol

2 Na(+ac ) + 1SO42(−ac ) + 2 H (+ac ) + 2OH 1( ac− ) ⎯ ⎯→ Na 2 SO4( ac ) + 2 H 2 O(l ) ∆H =

mol

∆H 3 = 32.33 Kcal

mol

(200 g ) × (1 cal g ⋅°C ) × (23 − 19 )°C + 18.2 cal °C × (23 − 19 )°C 0.027 mol

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