TERMOQUIMICA

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I

Termoquímica

JUE-11FQI - F

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú decana de América)

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I

TEMA

:

TERMOQUÍMICA

PROFESORA

:

CLAUDIA BERZOY

ALUMNOS

:

RECUAY GRANADOS, EDER

05070165

VASQUEZ SILVA, BRIAN

05070147

FECHA DE REALIZACIÓN: 21-09-06 FECHA DE ENTREGA: 28-09-06

CIUDAD UNIVERSITARIA, SETIEMBRE DE 2006.

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LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I

Termoquímica

RESUMEN

La finalidad de esta práctica experimental fue la determinación del cambio térmico, que se manifiesta en todas las reacciones químicas. Para ello, en primer lugar, se determinó la capacidad calorífica de un calorímetro, mediante un método que consta en tomar temperaturas de cierta cantidad de agua, mezclándose con otro de igual cantidad, pero de distinta temperatura y con ello calculamos una capacidad calorífica experimental de 299.578 cal/gºC. Luego, se determinó el calor de neutralización entre una solución de hidróxido de sodio y otra de acido clorhídrico de normalidad conocida, pero reevaluada para conocer su concentración exacta, para usarlas en el calorímetro ya evaluado, reportando un calor de neutralización experimental de -11.59 Kcal/mol. Este calor de neutralización hallado demostró que este tipo de reacciones, es exotérmica.

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Termoquímica

INTRODUCCIÓN

A nuestro alrededor, los objetos que observamos siempre están sujetos a ciertos cambios, es decir, existen, en una transformación constante (transformación química o física), estas transformaciones o reacciones están acompañadas de cambios térmicos. Asimismo estas variaciones de calor (que puede ser utilizado para realizar algún trabajo) que ocurren durante una transformación química, son estudiadas por la termoquímica.

Por tanto, la termoquímica posee una utilidad muy amplia, pues todas las reacciones químicas manifiestan una ganancia o pérdida de calor, que también puede manifestarse como trabajo. Por ello, visto desde una perspectiva industrial, con la termoquímica (la cual se apoya en la primera ley de la termodinámica, es decir, en el principio general de la conservación de la energía.) se evalúan, las entropías y entalpías, para analizar que reacciones son favorables para un determinado proceso químico industrial.

Por ejemplo, la termoquímica es útil en el estudio de los enlaces químicos y suministra el material necesario para el estudio termodinámico de los equilibrios químicos. También, con ella se puede conocer el calor de combustión de un combustible, o en la medicina para conocer el poder calorífico de las grasas, azúcares y proteínas, como constituyentes energéticos de los alimentos.

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Termoquímica

MARCO TEORICO

Termoquímica Es la rama de la fisicoquímica, que se ocupa de determinar de los efectos térmicos que acompañan a los procesos fisicoquímicos, como la cantidad de calor absorbida o liberada en una transformación química o física. Se dice que un proceso es exotérmico cuando se produce calor en la reacción, y se califica de endotérmico si se absorbe calor en él. Se describe un proceso como termoneutro si durante su desarrollo ni se produce ni se absorbe calor. Hay ciertos procesos fisicoquímicos que envuelven cambios de energía térmica y se clasifican en endoenergéticos y exoenergéticos, según absorban o produzcan energía. No es preciso que un proceso exoenergético sea exotérmico: puede construirse por ejemplo, un elemento eléctrico que produce energía eléctrica y al mismo tiempo absorbe calor. En ese caso el proceso es exoenergético, pero también endotérmico. Si se considerara una reacción que no envuelva cambios con ninguna forma de energía externa que no sea térmica (Q). Si en la reacción no se produce (ni se consume) trabajo, el proceso debe ser isócoro, es decir, se verificará a volumen constante. En un proceso de este tipo, el calor es producido únicamente por el cambio en la energía interna del sistema: ∆Q = − ∆E Según el proceso químico involucrado el calor puede ser de reacción, combustión, neutralización, formación, etc.

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Calor de atomización, formación:

Se define al calor de atomización como la cantidad de calor requerida para disociar una mol de un compuesto en sus átomos componentes, estando cada uno de éstos átomos en su estado normal y verificándose el proceso en el cero absoluto. Por otra parte, el calor de formación del compuesto se define como la cantidad de calor absorbida en una reacción isóbara e isotérmica, en la que se forma el compuesto en cuestión a parir de sus elementos, que se han de encontrar todos ellos en su estado normal, efectuándose el proceso a 25 0C. y bajo una atmósfera de presión. El calor de atomización es un valor del contenido energético de un compuesto, así como el calor de formación nos da su contenido de calor. (1)

Calor de reacción:

Todas las reacciones químicas van acompañadas de un efecto calorífico. Este proceso puede ser medido a presión o a volumen constante, en el primer caso se mide la variación de energía interna y el trabajo (Qp =∆H), en tanto que en el segundo caso sólo se mide la variación en energía interna (Qv =∆U). El calor de una reacción exotérmica tiene convencionalmente signo (-), y el de una reacción endotérmica signo (+). Los calores de reacción se miden en calorímetros a presión o a volumen constante. En ellos se aplica un balance de calor:

Q ganado = -Q perdido Q = mCe∆T Donde:

m: masa de sustancia Ce: calor específico de la sustancia ∆T: cambio de temperatura de la sustancia

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Calor de neutralización: Un tipo de calor de reacción es el calor 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 OH- y H+, de acuerdo a la ecuación: Na + OH − ( ac ) + H + Cl − ( ac ) → H 2 O( L ) + Na + Cl − ( ac )

∆H 18 = −13,70

kcal molH 2 O

∆H 25 = −13,36

kcal molH 2 O

Cuando uno de los electrolitos no es fuerte y/o cuando se usan soluciones concentradas, éste valor varía ya que intervienen los calores de ionización y de dilución, respectivamente. (2)

TABLA DE DATOS

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Tabla Nº 1: Condiciones experimentales

Presión (mmHg)

Temperatura (ºC)

% Humedad

756

18

93%

Tabla Nº 2: Datos Teóricos

Calor específico del agua (cal/gºC)

Calor de neutralización (Kcal/mol H2O) A 18ºC

0.99859

- 13,70

Tabla Nº 3: Datos Iniciales de las Aguas

T inicial agua fría (ºC) 21.5

T inicial agua helada (ºC) 5.9

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Tabla Nº 4: Datos obtenidos en la mezcla del agua tiempo (s)

Temperatura (ºC)

inicial

20.5

10

17.5

20

15.4

30

13.8

40

13.7

50

13.7

Tabla Nº 5: Datos obtenidos en la Valoración de la solución de NaOH W Biftalato de

V gastado NaOH

potasio (g)

(mL)

0,4081

10.2

Indicador

Viraje

Fenolftaleína

Incoloro → grosella

Tabla Nº 6: Datos obtenidos en la Valoración de la Solución de HCl

VHCl (mL) 5

V gastado NaOH (mL) 19.1

Indicador

Viraje

Fenolftaleína

Incoloro → grosella

Tabla Nº 7: Datos iniciales de las soluciones

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Temperatura NaOH (ºC)

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Temperatura HCl (ºC)

20.8

21,2

Tabla Nº 8: Datos obtenidos en la Neutralización tiempo (s)

Temperatura (ºC)

0

20.8

10

21.7

20

22.2

30

22.8

40

22.8

50

22.8

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CALCULOS 4.2 Cálculo de las Normalidades corregidas a) Para el NaOH Se trabajó con NaOH (≅ 0.2 N) para esto se utilizó el biftalato de potasio que peso 0.4081 g. P eq (BHK) = 204.22 g / eq # EQ BHK = # EQ NaOH 0.4081 g

= NaOH

(204,228g/eq)(10.2x10-3L) N NaOH = 0.1959N

b) Cálculo de la normalidad del HCl Se tomó una alícuota de 5 ml con el indicador que en este caso fue la fenolftaleína y se valoro con el NaOH usando su normalidad corregida.

NNaOH * VNaOH = NHCl * VHCl

N HCl = 0.1959 (19.1mL) (5mL) N HCl = 0.7483 V NaOH + V HCl = 300 mL NNaOH * (300 - VHCl ) = NHCl * VHCl 10

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(0.1959)*(0.3L) – (0.1959)*(VHCl) = (0.7483)*(VHCl) V HCl = 62.27mL

Donde Remplazando los valores respectivos tenemos como resultado: V NaOH ≅ 237.7 mL 5.1) determinación de las Temperaturas de Equilibrio En el apéndice.

5.2) Capacidad calorífica del sistema V = 150ml M = 150 g Ce (agua) = 0.99859 cal/gºC (1) TE (Temperatura en equilibrio) = 13.7 ºC TH (Temperatura del hielo) =

5.9 ºC

TF (temperatura del agua fría) = 21.5 ºC m Ce (TE - TH) = C' (TF - TE) 150g x 0.99859 cal/gºC x (13.7 ºC -5.9 ºC) = C' (21.5 ºC – 13.7 ºC) C' = 149.79 cal/ ºC

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Capacidad calorífica del sistema: Se halló con la siguiente fórmula: C = C' + mCe C = 149.79 cal/ºC + 150 g (0.99859 cal/gºC) C = 299.578 cal/ºC 5.3)

Cálculo del Calor de Neutralización η= 0.1959* 237.7 mL = 0.0465 (número equivalente del ácido o de la base) T2 = 22.8 ºC T1 = 19.65ºC (promedio de las temperaturas del acido y base inicial)

NaOH (aq)

+

HCl (aq)

0,1959 N

0,7483 N

237.7 ml

62.27 ml

=> η = 46.5 m mol

NaCl (aq)

+

H 2 O (l)

η = 46.5 m mol

η = 0.0465 mol

Q = C (T2 - T1)/ η Q = 299.578 cal/ºC x (22.8ºC – 21ºC)/ 0.0465moles Q = 11596.567 cal/mol Q = 11.59 Kcal/mol

Calor de neutralización experimental =

− 11.59

Kcal mol

Q teórico ≅ -13,70 Kcal/mol (2)

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Ahora hallaremos el porcentaje de error: % Er = (Vt - Ve)/Vt x100 % Er = [-13.70 Kcal – (- 11.59 kcal)]/-13.70 Kcalx100% % Er = 15.40 %

( 1 ) tabla #171 c. calorífica del agua (manual del ingeniero químico) perry,pag 125 ( 2 ) dato sacado del manual de laboratorio de fisicoquimica

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TABLA DE RESULTADOS

Tabla Nº 1: Capacidad Calorífica del Sistema incluyendo el agua helada Capacidad calorífica del sistema (cal/gºC) 299.578

Tabla Nº 2: Resultados de las valoraciones

NNaOH (N)

NHCl (N)

VNaOH (mL)

VHCl (mL)

0,1959

0,7483

10.2

19.1

Tabla Nº 3: Resultados del calor de Neutralización y % de error

Calor de neutralización (Kcal/mol)

% Error

- 11.59

15.40

ANÁLISIS DE RESULTADOS 14

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•

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El valor experimental de la entalpía de neutralización es de -11.59 Kcal/mol, con lo cual al compararlo con el valor teórico produce un error de 15.40%

•

Esta cifra tan elevada de error es debido a muchos factores que influyeran en la práctica como son las condiciones en que se trabajo. Como por ejemplo al momento de hallar la concentración del HCl se acabo la solución de NaOH que preparamos y tuvimos que utilizar otra solución de la cual no sabíamos con exactitud su concentración.

•

debido a que el porcentaje de error fue alto el cual nos indica que las condiciones al cual se trabajó no fueron las más óptimas, las cuales pueden ser por tomar mal

la lectura del termómetro, las

mediciones de volúmenes no fueron correctas. •

En el equipo al momento de realizar la experiencia debe ser con agitación vigorosa constantemente para tener un mayor contacto entre las sustancias.

•

En la gráfica (1), nos muestra que al mezclar el agua helada con el agua a temperatura ambiente, la temperatura disminuye con el tiempo hasta alcanzar un valor constante.

•

En la gráfica (2), se observa que en la reacción de neutralización la temperatura aumenta con el tiempo hasta alcanzar un valor constante.

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CONCLUSIONES 

En el proceso de intercambio calorífico no hay transformación de una forma de

la energía en otra: una parte de la energía interna del cuerpo caliente se transmite al cuerpo frió.



En la neutralización de un ácido fuertemente ionizado (Solución diluida) por una base fuertemente ionizada trae como consecuencia el calor de neutralización que no depende del ácido ni de la base



La variación de entalpía

de una reacción química es siempre la misma

independientemente del camino al través del que transcurra esto es, que el calor desprendido en una reacción química es constante e independiente de que la reacción se realice en una o más etapas



La mayoría de los cambios físicos y químicos, incluido los que tienen lugar en los sistemas vivos, ocurren en condiciones de presión constante de la atmósfera.



En el laboratorio, por ejemplo, con frecuencia las reacciones se realizan en vasos de precipitados, matraces o tubos de ensayo , que permanece abierto a los alrededores y , por lo tanto , su presión aproximada es de una atmósfera .Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante , los químicos utilizan una propiedad denominada Entalpía que se representa por la letra “H”.

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CUESTIONARIO 1. ¿Cuales son las reglas q se deducen de la ley de Hess? Dar ejemplos De la Ley de Hess se deducen las siguientes reglas: a)

La Entalpía de una reacción viene dada por la diferencia de la entalpía de formación de sus productos menos la entalpía de formación de los reactantes.

b) La entalpía de formación de un compuesto es igual a la entalpía de formación de los productos de su combustión menos la entalpía de combustión de dicho compuesto. c) La entalpía de una reacción es también igual a la suma de las entalpías de combustión de los reactantes menos la suma de las entalpías de combustión de los productos. Ejemplos: Entalpía de Formación C (s) + O2 (g)  CO2 (g)

∆Hfo (CO2) = -94,09 Kcal /mol

C (s) + ½ O2 (g)  CO (g)

∆Hfo (CO) = -26,46 Kcal /mol

Calculo de la Entalpía de reacción CO + ½ O2  CO2 ∆Hro = ∆Hfo (CO2) - ∆Hfo (CO) - (½. ∆Hfo (O2)) = - 94,09 Kcal/mol + 26,46 Kcal/mol - (½. 0) Kcal/mol = - 67,63 Kcal/mol Calculo de la Entalpía de Combustión C2 H4 (g) -1 410,97

+

H2O (l)

 C2 H5 OH (l)

0

-1 366,83

∆Η °298 = ( − 1410,97 ) − ( − 1366,83) = -44,14 KJ/mol

2. Explicar el uso de la Bomba calorimétrica en la determinación del calor de combustión. 17

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Se coloca una muestra pesada del material en un recipiente metálico dentro de la bomba, que está hecha de un material resistente a la corrosión .La muestra se pone en contacto con un tramo de alambre fusible, que se puede calentar al rojo mediante una fuente externe de corriente. La bomba se carga entonces con oxigeno gaseoso y se coloca en una cubeta. Esta cubeta contiene una cantidad determinada de agua A. La cubeta a su vez esta, rodeada por un espacio de aire B, que actúa como aislamiento e impide que haya pérdidas excesivas de calor a los alrededores. La muestra se enciende calentando el alambre fusible al rojo mediante corriente eléctrica. El calor que se desprende al quemarse la muestra hace que se eleve la temperatura del agua. En este procedimiento es necesario obtener la capacidad calorífica del sistema del calorímetro, que se determina quemando una muestra de un material cuyo calor de combustión se conozca. Suele usarse ácido benzoico de alta pureza. Se anota la elevación de temperatura debida a la combustión de la mezcla, y se calcula el número de calorías que se libera en la combustión. La elevación que se obtiene con el ácido benzoico y la elevación obtenida con la muestra del material problema, permiten calcular el calor de combustión de dicho material. El procedimiento descrito es muy simplificado. En el proceso real debe considerarse la cantidad de calor con la cual contribuye el alambre al quemarse, y deben aplicarse generalmente factores de corrección por las pérdidas de calor a los alrededores. También se podría modificar el procedimiento para medir los calores de otros tipos de reacciones. Se pueden utilizar diversos métodos para poner en contacto dentro de la bomba una muestra del ácido y una de la base, o para agregar cinc a una solución de sulfato de cobre para medir el calor que proporciona la sustitución de los iones de cobre por el cinc. En estos casos la capacidad calorífica del calorímetro se determinara probablemente por métodos eléctricos. Como este procedimiento utiliza una bomba cerrada, nos daría un calor de reacción a volumen constante, ∆E . Sin embargo, es muy fácil calcular a partir de este valor el calor de reacción a presión constante ∆H . H = E+ PV ∆H = ∆E + ∆( PV ) . Como las contribuciones de los sólidos y de los líquidos son muy pequeñas comparadas con los volúmenes de los reactivos y de los productos gaseosos, el valor de ∆( PV ) está dado por la diferencia en el producto PV de los productos gaseosos,

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menos el producto PV de los reactivos gaseosos. Es más, para un sistema gaseoso, PV = nRT , en donde n es el numero de moles de las sustancias en el estado gaseoso. Por la tanto. ∆( PV ) = ( PV ) 2 − ( PV )1 = ( nRT ) 2 − ( nRT )1 = ( n2 − n1 ) RT = ∆nRT Donde ∆n es la diferencia entre el numero de moles de los productos gaseosos y el numero de moles de los reactivos gaseosos. Sustituyendo tenemos: ∆H = ∆E + ∆nRT

3. Indicar el calculo del calor de neutralización a partir de entalpías de formación Con un ejemplo indicare el cálculo del calor de neutralización: Calcular el ∆H a 25°C para la reacción: HCl (100 H 2O ) +

NaOH (100 H 2O )

− 16615

− 469,07

→ NaCl ( 200 H 2O ) + − 406,77

H 2O( l ) − 285,83

Colocando debajo de las formulas de las tres primeras sustancias, sus respectivas entalpías de formación como solutos y en la cuarta sustancia su entalpía de formación ,. Ahora por la Ley de Hess: ∆ Η reacción = ∆ Η productos =

( − 406,77

−

∆ Η reac tan tes

− 285,83)

−

( − 166,15

−

− 469,07)

= -57,38 KJ

BIBLIOGRAFÍA

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Termoquímica

1) Kirk ENCICLOPEDIA DE TECNOLOGÍA QUÍMICA 1ª Edición en español, Unión Tipográfica Editorial Hispano-Americana

2) GUIA DE PRACTICAS DE LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I Para estudiantes de ingeniería química 2006

3) HANDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS 84TH EDITION , ED CRC PRESS 2003 - 2004 Pág.

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