Práctica 2. Determinación de Calores de Reacción

 

 

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERÍA CAMPUS GUANAJUATO INGENIERÍA FARMACÉUTICA LABORATORIO DE BIOINGENIERÍA INFORME PRÁCTICA 2: DETERMINACIÓN DE CALORES DE REACCIÓN

MEJÍA FARFÁN MARÍA LOURDES JIMÉNEZ CASTILLO ROSA ISELA SALGADO ROMÁN JUAN MANUEL

FECHA DE REALIZACIÓN: 14 DE OCTUBRE DE 2020 FECHA DE ENTREGA 26 DE OCTUBRE DE 2020

 

Contenido I. 

Resumen ................................... ...................................................................... ....................................................................... ................................................... ...............1

II.  Introducción.............................. ................................................................... ........................................................................ .................................................. ...............1 III.  Objetivos ................................... ...................................................................... ....................................................................... ................................................... ...............4 IV.  Descripción del sistema ................................... ....................................................................... .............................................................. ..........................5 V.  Materiales y equipo .................................... ....................................................................... .................................................................... .................................5 .................................................................. ........................................................................ .................................................. ...............5 VI.  Metodología .............................

VII.   Resultados ............................... .................................................................... ........................................................................ .................................................. ...............7 VIII. Discusión ................................... ...................................................................... ....................................................................... ................................................. ............. 13 IX.  Conclusión ............................... .................................................................... ........................................................................ ................................................ .............13 X.  Cuestionario ............................. .................................................................. ........................................................................ ................................................ ............. 13 XI.  Referencias .............................. ................................................................... ........................................................................ ................................................ ............. 15

 

I. Resumen En el presente documento se muestra la metodología y los cálculos para la obtención de calor de reacción experimental mediante el uso de un calorímetro utilizando agua, hidróxido de sodio y ácido clorhídrico como mezclas, para finalmente comparar los valores obtenidos con los reportados en la literatura y de esta manera comprobar la ley de Hess, además de obtener el porcentaje de error con lo obtenido. II.  

Introducción

Calor de reacción

El calor de la reacción o entalpía de reacción es la energía que se libera o absorbe cuando las sustancias químicas se transforman en una reacción química.

∆= 



Dado que    el cambio de entalpía para una reacción química está dado por la entalpía de los productos menos la de los reactivos:

∆=       Al cambioy de entalpía que acom acompaña paña aruna re reacción acción se le denom denomina entalpía de reacción suele escribirse es una abreviatura usadaina comúnmente   donde para “reacción”. 

∆

 Aunque la reacción puede ser exotérmica (liberación de calor) o endotérm endotérmica ica (absorción de calor), la mayoría de las reacciones llevadas a cabo en las industrias química y farmacéutica son exotérmicas. El calor o entalpía de la reacción suele expresarse como entalpía molar en kJ/mol o como entalpía específica en kJ/kg. La entalpía de reacción puede calcularse a partir del calor estándar de formación de todos los reactivos involucrados. Sin embargo, por lo general, se determina midiendo la producción de calor a lo largo del tiempo con un calorímetro de reacción.

1

 

Fig 1. Formas de calcular la entalpía de reacción. (UCP, 2011)  

Calorimetría

∆

El valor de  se puede determinar experimentalm experimentalmente ente midiendo el flujo de calor que acompaña a una reacción a presión constante. Al fluir el calor hacia adentro o hacia afuera de un sistema, cambia la temperatura de la sustancia. El medir el flujo de calor se llama calorimetría. Capacidad calorífica y calor específico El cambio de temperatura que un objeto experimenta cuando absorbe cierta cantidad de energía está determinado por su capacidad calorífica. La capacidad calorífica de un objeto es la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura 1°C. La capacidad de calorífica de 1g de sustancia es su capacidad calorífica específica o calor específico.

       í í   =       = ∆  Se puede calcular la cantidad de calor que una sustancia ganó o perdió usando su calor específico junto con mediciones de su masa y del cambio de temperatura. De la ecuación e cuación anterior obtenemos:

=∆   

Calorimetría a presión constante

En muchas reacciones, como las que se efectúan en disolución, es fácil controlar la presión para poder medir  directamente. En los laboratorios de química, dado que el calorímetro no está sellado, la reacción se efectúa bajo la presión constante de la atmósfera. Por lo tanto

∆

∆=   Si una reacción tiene lugar en un calorímetro adiabático en el que no hay intercambio de calor con el entorno, la variación de entalpía debida al proceso se transferirá a los productos de la reacción y a los elementos materiales del calorímetro y se manifestará por un cambio en la temperatura. Es decir, la disolución absorbe totalmente el calor producido por la reacción (Q); nada escapa del calorímetro.

2

 



El calor ganado por la disolución  tiene la misma magnitud que opuesto:

  pero signo

 =     Donde:

=∆=   Para las disoluciones acuosas diluidas, el aproximadamente igual al del agua, 4.18J/g°K.  

 

de la disolución será

Ley de Hess

∆

La ley de Hess dice que si una reacción se efectúa en una serie de pasos,   para la reacción, será igual a la suma de los l os cambios cambios de entalpía para los pasos individuales. Dado que la entalpía es una función de estado, el cambio de entalpía de un sistema solo depende de sus estados inicial y final. Por consiguiente, se pude llevar a cabo una reacción en un paso o se la puede visualizar como la suma de varios pasos; la entalpía de la reacción es la misma en cada caso. Para utilizar la ley de Hess, encontramos una secuencia de reacciones que se suman a la reacción de interés. Un procedimiento sistemático simplifica ese proceso: Paso 1:

Seleccionar uno de los reactivos en la reacción global y escribir una ecuación química en la cual éste é ste también aparezca com como o un rreactivo. eactivo. Paso 2 :

Seleccionar uno de los productos en la reacción global y escribir una ecuación química en la cual éste también aparezca como un producto. Agregar esta ecuación a la ecuación escrita en el paso 1. Paso 3:

Suprimir las especies no deseadas en la suma obtenida en el paso 2 mediante el agregado de una ecuación que tenga la misma sustancia o sustancias en el lado opuesto de la flecha. Paso 4: Una

vez completada la secuencia, combinar las entalpías de reacción

estándar. En cada paso, puede ser necesario invertir la ecuación o multiplicarla por un factor. Si se quiere invertir una ecuación química, cambiar el signo de la entalpía de reacción. Si se multiplican los coeficientes estequ estequiométricos iométricos por un factor, se debe multiplicar la entalpía de reacción por el mismo factor. La ley de Hess se aplica aún cuando las reacciones intermedias o la reacción global realmente no pueden llevarse a cabo. Siempre y cuando la ecuación para cada paso esté equilibrada y las ecuaciones individuales se sumen para dar la ecuación de interés. 3

 

 

Entalpías de formación

Un proceso de especial importancia que se emplea para tabular datos termoquímicos es la formación de un compuesto a partir de los elementos que lo constituye. El cambio de entalpía asociado a este proceso se denomina entalpía de formación y se designa con  .

∆

La entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar. Esta ° , donde le superíndice (°) indica condiciones de entalpía se denota como estado estándar.

∆

∆°

La entalpía estándar de formación de un compuesto,  , es el cambio de entalpía de la reacción que forma un mol del compuesto a partir de sus elementos, con todas las sustancias de sus estado estándar. Generalmente se utilizan los valores de  , a 298°K. Si un elemento existe en más de una forma en las condiciones estándar, se usa la forma más estable del elemento para la reacción de formación. La entalpía estándar de formación de la forma más estable de cualquier elemento es cero.

∆°

Se puede descomponer cualquier reacción en reacciones de formación, al hacerlo, obtenemos el resultado general de que el calor estándar de reacción es la suma de los calores cal ores estándar de formación de los productos pr oductos menos los de los reactivos:

∆° =∑∆°  ∑∆°   Donde

   son los coeficientes estequiométricos estequiométricos de la reacción.

III. Objetivos Objetivo general Comprobar la ley de Hess mediante la experimentación dada para los calores de reacción y de esta manera identificar los pasos que están asociados a las diferencias de entalpia. Objetivos específicos  

Determinación de calores d de e reacció reacción n para las reacciones dadas mediante el uso de un calorímetro.   Realizar una c comparación omparación entre los calores calores de reacc reacción ión obtenidos de manera experimental contra los que reporta la literatura.   Obtener el porcentaje de error para los valores obten obtenidos, idos, añadiendo argumentos sustentables al resultado.

4

 

IV.

                 

Descripción del sistema sistema

V. Materiales y equipo 9 calorímetros 3 termómetros 2 probetas de 100 mL 2 vasos de precipitados precipitados de 1 L 12 g de NaOH vidrio de reloj 300 m mll de Solución de N NaOH aOH 0.5M 600 m mll de Solución de HCl 0 0.25 .25 M 300 m mll de Solución de HCl 0 0.5 .5 M

   

Parrilla con agitación magnética. 3 agitadores magnéticos   Balanza electrónica.   Agua destilada   Espátula

VI. Metodología Reacción de NaOH(s) en agua: NaOH(s)

 → NaOH  

(ac) 

5

 

⇌

Reacción NaOH(s) y HCl(ac): NaOH(s) + HCl(ac)   H2O(l) + NaCl( ac)

Reacción NaOH(ac) y HCl(ac): NaOH(ac) + HCl(ac)

⇌ H O  + NaCl   2

(l)

(ac)

Nota: Cada proceso se realiza 3 veces

6

 

VII.

Resultados

Tabla 1. Reacción I. Temperaturas y moles obtenidos experimentalmen experimentalmente te .

Experimento Masa NaOH (g)

T inicial T final H2O Moles H2O (°C) + NaOH NaOH (mol) (°C)

1 2 3 Promedio

27 27 26 26.6667

2 2 2 2

30 30 29 29.6667

0.05 0.05 0.05 0.05

 → +  −  Para calcular los moles de NaOH:

2 = 0.05   =  =    39.997/ 0.05     Calor de reacción experimental para la Reacción Reacción I



De acuerdo a la bibliografía consultada, asumiendo que el calorímetro fue utilizado correctamente, podemos despreciar í  ya que es un sistema adiabático. Por lo tanto tenemos t enemos que:



 = ó    =∆    ) 29.6667°26.6667°]   = [202 (4.18 °  =2533.08=2.5330   Dividiendo entre los moles de NaOH

  =50.6616    =50661.6  = 2533.08   0.05 

7

 

Tabla 2. Reacción II. Temperaturas T emperaturas y moles obtenidos experimentalmente experimentalmente

Experimento Masa de Masa HCl (g) de NaOH (g) 1 4.4973 2 2 4.4973 2 3 4.4973 2 Promedio 4.4973 2

T inicial T final HCl (°C) HCl + NaOH (°C) 27 31 27 31 27 31 27 31

Moles de Moles NaOH de HCl 0.05 0.05 0.05 0.05

0.05 0.05 0.05 0.05

  +  − →   +  −   Para calcular los moles de NaOH:

2 = 0.05   =  =    39.997/ 0.05   Para calcular los moles y masas de HCl 0.25M:

     =  

1 ) = 0.005 5      =   = 0.25200 (1000      =   == 0.05 .  =1.823  si fuera 100%puro Como el HCl está 38% puro

 = 1.823 0.38 =4.4973 

De acuerdo a la bibliografía consultada, asumiendo que el calorímetro fue utilizado correctamente, podemos despreciar í  ya que es un sistema adiabático. Por lo tanto tenemos t enemos que:



 = ó    =∆   = [202 202 (4.18 °) °   ) 31°27° 31°27°]  8

 

 =3377.44=3.3774   Dividiendo entre los moles

 = 3377.44 =67548.8   =67.5488    0.05    Tabla 3. Reacción lll. Temperaturas y moles obtenidos experimentalmente experimentalmente

Experimento Masa de T inicial de HCl NaOH (g)   1 1.823g 25 2 1.823g 25 3 1.823g 25 Promedio 1.823g 25

℃

T inicial T final de HCl    + NaCl     26 29 26 29 26 29 26 29

℃

 ℃

Moles de Moles de NaOH HCl 1.99 1.99 1.99 1.99

0.05 0.05 0.05 0.05

+   −   +   −  → +   −      Cálculo de las masas de HCl



 = 100  = 0.1    = 0 .5     =     =   = 0.50.1 = 0.05 05     =       =  = 0.05   36.46   = 1.823 823       Cálculo de las masas del NaOH



 = 100  = 0.1    = 0 .5     =     =   = 0.5 0.50.1 0.1 = 0.05 05     9

 

   =      =  = 0.05  39.997   = 1.9999     De acuerdo con la bibliografía consultada, asumiendo que el calorímetro fue utilizado correctamente, podemos despreciar adiabático. Por lo tanto, tenemos que:

í  ya que es un sistema

 = ó    =∆ ∆     ) 29°25°]  = [100 (4.18 °   ) 29°26°]   [100 (4.18 °  = 16721254 =2926=2.926  Dividiendo entre los moles

2926 =58520   =58.52     = 0.05    Determinación de los calores de reacción teóricos Tabla 4. Entalpías de formación estándar leídas a 1 atm y 25ºC Compuesto

            

 Entalpía ∆°  

425.609  469.2 166.106 285.830 407.3

∆°  = ∑∆° ∑∆°  

10

 

  Reacción de NaOH(s) en agua



   →    425.609 ∆°  = 469.2 

 

∆°  = 43. 43.5591 91       Reacción NaOH(s) y HCl(ac)



  →      407.3  425.609  166.106    ∆°  = 285.830        ∆°  = 101. 101.4415 15    Reacción NaOH(ac) y HCl(ac)



  →      285.830  469.2  166.106    ∆°  = 407.3        ∆°  = 57. 57.8824 24  Verificación de la ley de Hess

Teórico

∆° = ∆°     ó ó 1  ∆°     ó ó 2  ∆°  ó 3   101.415  57.824    ∆° =43.591       ∆° = 202.83  Experimental

∆° = ∆°     ó ó 1  ∆°     ó ó 2  ∆°  ó 3   66.5488  58.52    ∆° = 50.6 50.6616 616       ∆° = 175. 175.77304 304  11

 

Porcentaje de error

Para reacción I

|  ó ó     | | 100  % = |  ó =43.591  50.6616    43.591   |100    % = | % =16.22%  Para reacción II

|  ó ó     | | 100  % = |  ó  66.5488   =101.415   |100  % = |   101.415  % =34.37%  Para reacción III

|  ó ó     | | 100  % = |  ó  58.52   =57.824   |100  % = |   57.824  % =1.20%  Para Ley de Hess

|  ó ó     | | 100  % = |  ó  175.7304 202.83  % = | |100   202.83  % = 13.36%  12

 

VIII.

Discusión

De acuerdo con UCP., (2011). asumiendo que el calorímetro fue utilizado correctamente, se puede despreciar í  ya que es un sistema adiabático. Para los tres experimentos se utilizó un recipiente de poliestireno expandido, haciendo la función de calorímetro. Cir., (2018) expone que el poliestireno expandido tiene la capacidad de aislamiento térmico.



De acuerdo con García P., (1996) las reacciones pueden ser endotérmicas y exotérmicas. Exotérmicas cuando desprenden energía y endotérmicas cuando la absorben. Por lo cual, el calor obtenido experimentalm experimentalmente ente nos indica que son reacciones exotérmicas.  Se realizaron las comparaciones de los calores de reacción experimentales con los teóricos, obteniendo en la reacción 1 y 3 valores similares, así mismo obteniendo un error del   y del respectivamente, pero con una variabilidad en la reacción 2 con un error del  

16.22%

1.20% 34.37%

Brown., (2004) expone lo siguiente: la ley de Hess dice que si una reacción reacción se efectúa en una serie de pasos,  para la reacción será igual a la suma de los

∆

cambios de entalpía paraexperimental, los pasos individuales. de Hess, en se obtiene para el valor con una Aplicando variación ladeley-27.0996 comparación con el valor teórico. Así como un error del 13.36%. Dados los errores obtenidos, esto se debió a alguna medición errónea, algún factor externo, concentraciones, temperatura, así como la naturaleza de los reactivos (pureza) utilizados en la realización del experimento

IX. Conclusión   Se logro comprobar la ley de Hess para los valores valores experimentales obteniendo un porcentaje de error del 13.36%.   Se determ determinaron inaron los calores calores de reacción experimentales experimentales para cada  

reacción. Se determino e ell porcentaje de error de los valores o obtenidos btenidos cont contra ra los reportados en la literatura obteniendo un error del  ,  y del  para para la reacción 1, 2 y 3 respectivamente. respectivamente.

16.22% 34.37%

1.20% X.

Cuestionario

1. ¿Cuál es la importan importancia cia de conocer el

∆  de cualquier sustancia?

Para conocer la energía que se requiere o que libera ciertas sustancias al formarse o para formarse. 2. ¿Por qué

=∆ a presión constante?

∆=∆∆

Porque la entalpía en una función que depende de , al estar el recipiente cerrado se mantiene la presión constante

∆ 13

 

haciendo cero el valor de grandes cambios, por tanto

∆, en estas reacciones el volumen no sufre ∆ también se hace cero, resultando ∆=∆ 

3. ¿Cuál es la relación en entre tre la Q y el calorímetro?

El calorímetro nos ayuda a cuantificar todas las variaciones de calor con todos los componentes del equipo. El mismo calorímetro interfiere en los valores obtenidos, ya que también absorbe calor.  

∆=∆

4. Discuta si tiene un efecto significativo el calor absorbido absorbido por el calorímetro. Justifique su respuesta.

Para el cálculo de los calores de reacción se despreció el calor del calorímetro, porque se supuso que el sistema en el que se realizó el experimento estaba correctamente armado. Al realizar el cálculo considerando este calor, la variación no era muy grande. 5. Discuta la validez del método utilizado en la presente pr práctica áctica para la comprobación de la Ley de Hess.

Con este método no se encontraron variaciones muy altas, puede deberse a que tanto la temperatura como la presión se utilizaron las mismas. 6. ¿Hay diferencia significativa al hacer los cálculos de manera cualitativa y cuantitativamente sobre los calores de reacción obtenidos experimen experimentalmente? talmente?

Si existe una diferencia significativa, ya que si calculamos de forma cualitativa se desprecian ciertas condiciones que se tienen en el calorímetro. 7. ¿Cómo afecta el análisis del inciso anterior al comparar con el cálculo teórico?

 Al realizar r ealizar los cálculos cuantitativamente, se apr aproxima oxima más a los l os valores teóricos y se obtienen valores con menor margen de error 8. De acuerdo a las vivencias experimentadas dur durante ante el desarroll desarrollo o de su práctica, ¿qué mejoras harían en a la práctica?

Utilizar tapas adecuadas para que el calorímetro quede perfectamente cerrado. 9. ¿Cuál es la importancia de determinar el % de error en este experimento?

Indica qué tan diferentes son los valores de los resultados obtenidos en comparación con los teóricos y así puede identificarse alguna falla en el desarrollo de la práctica. 10. ¿Qué factores determinar determinaron on el porcentaje de error obtenido durante su experimentación?

Pudo deberse al mal manejo del calorímetro, cal orímetro, a algún error del operador o a la hidratación del NaOH al momento de pesar. 14

 

XI. Referencias   Brown, T., LeMay, E. Jr., Bursten, B. (2004), Química. La ciencia central,



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