Calorimetria - Copia.docx

UNIVERSIDAD DE CARTAGENA FACULTAD DE CIENCIAS FARMACÉUTICAS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA Determinación de KPS, ∆G, ∆H, ∆S, para la solución de Ca(OH)2 en H20. Feria Deisy, Giraldo Richard, López Katherine, Ortega David, Rodríguez José. Docente: Maicol Ahumedo Universidad de Cartagena – Facultad de Ciencias Farmacéuticas

RESUMEN En esta práctica se determinó la capacidad calorífica del calorímetro y el calor especifico del hierro, además del calor de disolución, así mismo se logró medir las entalpias de neutralización del ácido fosfórico, el hidróxido de sodio y el ácido acético, las cuales fueron negativas para las reacciones, puesto que es un proceso donde se libera energía. Palabras claves: Producto de solubilidad, entalpia, entropía, alícuota, energía libre de Gibbs.

OBJETIVOS 

 

Calcular el producto de solubilidad aparente y la energía libre de Gibbs para la solución de Ca(OH)2 en H20. Determinar la entalpia de la solución. Determinar la entropía de la solución.

MATERIALES Y REACTIVOS             

1 probeta de 100 mL 1 vaso de precipitado de 250 mL 2 vasos de precipitado de 10 mL Aro Soporte Pinza para buretas Bureta Erlenmeyer de 250 mL Embudo Pera Pipeta de 10 mL termómetro 1 agitador

        

Estufa Espátula Pesa sustancia Balanza 1 dispensador Papel filtro Hidróxido de Calcio HCl 0.1 N Indicador de azul de Bromotimol

MARCO TEORICO Cuando a una sustancia poco soluble como el Hidróxido de Calcio se le agrega agua, se establece un equilibrio entre las dos fases, el cual puede representarse mediante la siguiente ecuación. Ca(OH)2 (s) ↔ Ca2+ (aq)+ 2OH- (aq) La concentración de equilibrio de (OH)es lo suficientemente grande para permitir su determinación por titulación con HCl 0.01 M de manera precisa.

UNIVERSIDAD DE CARTAGENA FACULTAD DE CIENCIAS FARMACÉUTICAS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA La solubilidad molar S es la relación entre las moles de Ca(OH)2 en la alícuota y el volumen de la alícuota en litros. El producto de solubilidad Kps se calcula a partir de la solubilidad molar: Kps =(Ca+2)(OH-)2 = 4s3 La energía libre de Gibbs se relaciona con el producto de solubilidad mediante la siguiente ecuación: ∆G = -RTIn(KPS) Puesto que ∆H y ∆S no cambian significativamente en pequeños rangos de temperatura, se pueden calcular generando ecuaciones lineales simultáneas a dos temperaturas: ∆G = ∆H -T∆S.

Capacidad Calorífica La capacidad calorífica es una propiedad del sistema en su conjunto y depende de las propiedades de todas las partes del sistema. Además, no tiene el mismo valor para un proceso a presión constante que para uno a volumen constante. La unidad de la capacidad calorífica es la de una energía dividida por una temperatura, en el SI se mide en J/K (aunque aún existen tablas donde aparece en cal/°C). En el caso de una sustancia pura (agua, o un gas ideal, o incluso una mezcla de gases como el aire), la capacidad calorífica es una propiedad extensiva, proporcional a la cantidad de sustancia. A partir de ella se define una propiedad específica: la capacidad calorífica por

unidad de masa, más conocida como calor específico

Calor de neutralización Cuando un ácido reacciona con una base, se libera una considerable cantidad de calor. La reacción química entre soluciones acuosas diluidas entre un ácido fuerte y una base fuerte se conoce como reacción de neutralización. La medida del calor de neutralización, se hace a partir de los valores de entalpia de formación de H2O a partir de iones H3O y OH. Por lo que el calor de neutralización se entiende como el calor generado cuando un ácido reacciona con una base para producir agua. Las reacciones de neutralización como HNO3 + KOH → KNO3 + H2O y HCl + NaOH →NaCl +H2O y otras reacciones de solución acuosa entre ácidos fuertes y bases fuertes son exotérmicas. Esto se debe a que la solución acuosa es suficientemente diluida como para que la disolución adicional no produzca efectos térmicos; ya que los ácidos y bases en solución acuosa están disociados, por lo que el calor de neutralización en todos los casos es H+ (ac) + OH⁻ (ac) = H2O (l).

A continuación en esta práctica se determinara el calor de disolución, calor específico de un metal y el calor de neutralización de un ácido fuerte con una base, así mismo las entalpias de neutralización y disolución.

UNIVERSIDAD DE CARTAGENA FACULTAD DE CIENCIAS FARMACÉUTICAS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA Cuando un ácido reacciona con una base, se libera una considerable cantidad de calor. La reacción química entre soluciones acuosas diluidas entre un ácido fuerte y una base fuerte se conoce como reacción de neutralización. La medida del calor de neutralización, se hace a partir de los valores de entalpia de formación de H2O a partir de iones H3O y OH. Por lo que el calor de neutralización se entiende como el calor generado cuando un ácido reacciona con una base para producir agua. Las reacciones de neutralización como HNO3 + KOH → KNO3 + H2O y HCl + NaOH →NaCl +H2O y otras reacciones de solución acuosa entre ácidos fuertes y bases fuertes son exotérmicas. Esto se debe a que la solución acuosa es suficientemente diluida como para que la disolución adicional no produzca efectos térmicos; ya que los ácidos y bases en solución acuosa están disociados, por lo que el calor de neutralización en todos los casos es H+(ac) + OH⁻(ac) = H2O (l). A continuación en esta práctica se determinara el calor de disolución, calor específico de un metal y el calor de neutralización de un ácido fuerte con una base, así mismo las entalpias de neutralización y disolución.

PROCEDIMIENTO A. Calculo del equivalente calorífico en agua del calorímetro. 1. Se colocó en el calorímetro 80 mL de agua a 27°C, posteriormente se calentó en un vaso de precipitado otros 80 mL de agua hasta 50 °C y se añadió al calorímetro. Se agito suavemente el calorímetro y se tomó

la temperatura a intervalos de un minuto. B. Determinación del calor especifico del hierro. 1. Se pesó el hierro, y se midió la temperatura del agua presente en el calorímetro, posteriormente se sumergió en agua y se pasó a calentamiento hasta alcanzar cierta temperatura. 2. Luego se mezcló con el agua del calorímetro y se agito suavemente. La temperatura fue tomada cada 20 seg. C. Calor de disolución 1. Se pesó 7,4 g de hidróxido de sodio. 2. Se midió 100 mL de agua destilada y se anotó la temperatura cuando esta se mantuvo estable, posteriormente se colocó en el calorímetro. 3. El hidróxido de sodio se añadió al calorímetro y se anotó la temperatura con intervalos de 1 min. Posteriormente se calculó la entalpia de disolución.

D. Reacción de Neutralización de un ácido débil por una base fuerte. 1. La solución anterior fue dividida en dos partes, cada una de 50 mL. La primera parte se mezcló con ácido fosfórico al 0,6 M. Posteriormente se tomó la temperatura y se determinó la entalpia de neutralización.

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2. La segunda parte se mezcló con ácido acético al 1,85 M. Posteriormente se midió la temperatura y se determinó la entalpia de neutralización.

𝑔=40 𝑔 𝑋

(28,5 − 26,5)°𝐶

4,184𝐽 𝑔°𝐶

+ 27,89 (28,5 − 26,5)°𝐶

𝑄𝑔=390,5 𝐽 𝑄𝑝=21,918𝑔 𝑋 (28,5 − 50)°𝐶

CÁLCULO Y ANALISIS DE RESULTADOS. A. Calculo del equivalente calorífico en agua del calorímetro. A partir de la práctica realizada se logró determinar la capacidad calorífica del calorímetro. Los siguientes datos muestran los resultados obtenidos durante el experimento. Temp. Agua fría: 27°C Temp. calorímetro: 27°C Temp. Agua caliente: 50°C 𝑄𝑔=80 𝑔 𝑋 4,184𝐽 (39 − 27)°𝐶 + 𝐶𝑐𝑎𝑙 (39 − 27)°𝐶 𝑔°𝐶

𝑄𝑔=4𝑜16,64 𝐽+12 𝐶𝑐𝑎𝑙 °𝐶 4,184𝐽 (39 − 𝑃=80 𝑔 𝑋 𝑔°𝐶

𝑄

52)°𝐶

𝑄𝑃=−4351,36 𝐽 𝑄𝑔+ 𝑄𝑃= 0

𝑄𝑝= −471,237 𝑋𝑔°𝐶 𝑄𝑔+ 𝑄𝑃= 0 390,5 J – 471,237 Xg°C =0 -471,273 Xg°C = -390,5 J X= 0,8286 J/°C C. Calor de disolución Para este experimento se calculó la cantidad de gramos de hidróxido de sodio. ? 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 100 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 = 7,4 𝑔

Temp. agua: 27° C Temp. Agua más hidróxido de sodio: 45°C 𝑄

𝑔=100 𝑔 𝑋

4,184𝐽 𝑔°𝐶

27,89 J/°C =Ccal

− (45 − 27)°𝐶

+

4016,64 J + 12 Ccal °C – 4351,36 J = 0 Ccal = 334,72 J/12 °C

1,85 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 40𝑔𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 1000 𝑚𝐿 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑜𝑙

27,89𝐽 (45 − 27)°𝐶 °𝐶

𝑄𝑔=−8033,22 𝐽 = -8,33 KJ ? 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 7,4 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥

B. Determinación del calor especifico del hierro. Metal: 21,918 g TI= 26,5°C TF=50°C 40 g de agua

1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

= 0,185 𝑚𝑜𝑙 Δ H disolución =

−8,33 KJ 0,185 mol

= -45,03 KJ / mol

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A partir de la gráfica se puede inferir que la temperatura final de la mezcla aumento con respecto al tiempo transcurrido por ende es un proceso exotérmico en el cual se libera energía en forma de calor. D. Reacción de Neutralización de un ácido débil por una base fuerte. - Preparación de solución de ácido fosfórico 0,6 M 𝑝

𝑀=

% ∗𝑑∗10 85 𝑥 1.71 𝑥 10 𝑝 = =14.83M 𝑃𝑚 98

C1V1=C2V2 14.83 * X=0.6 (50mL) =2.0mL H3PO4 Ti=30°C Tf =41°C

NaOH=30°C

H3PO4-3 + 3NaOH

3H2O + Na3PO4

50𝑚𝐿 ∗

0.6 𝑚𝑜𝑙 = 0.03 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿

50𝑚𝐿 ∗

1.85 𝑚𝑜𝑙 = 0.0925 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿

? 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 = 0,03 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻3 𝑃𝑂4 𝑥

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻3 𝑃𝑂4

= 0,03 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 ? 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 = 0,0925 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻

= 0,031 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4

Para determinar el calor del sistema y entalpia de neutralización se utilizó el reactivo límite, en este caso el ácido fosfórico. 𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 = ( (100 𝑔 𝑥

−27,89𝐽

°𝐶 4,184 𝐽 𝑔°𝐶

(41 − 230) ° 𝐶 −

(41 − 31)°𝐶=

-4909,19 J

UNIVERSIDAD DE CARTAGENA FACULTAD DE CIENCIAS FARMACÉUTICAS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA Martínez, J. Calor y calorimetría. Universidad de Sevilla. 2010.

Q sistema= -4,90 KJ Δ H neutralización = -

−4,90KJ 0,03 mol

= -163,33 KJ / mol

Preparación de solución de ácido acético al 1,85 M 𝑝

𝑀=

% ∗𝑑∗10 86 𝑋 1.05 𝑋 10 𝑝 = = 𝑃𝑚 60

16.8M

C1V1=C2V2 16,8 * X=1,85 (50mL) =5,50mL

En la segunda reacción entre el hidróxido de sodio y el ácido acético se obtuvo el siguiente producto. CH3COOH + NaOH

3H2O + Na3PO4

CH3COOH Ti =27 °C

NaOH=27°C

Tf =38, 5°C 50𝑚𝐿 ∗

1,85 𝑚𝑜𝑙 = 0.0925 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿

50𝑚𝐿 ∗

1,85 𝑚𝑜𝑙 = 0.0925 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿

𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 = (

−27,89𝐽 (38,5 − 27) ° 𝐶 °𝐶 4,184 𝐽 (38,5 − 27)°𝐶 − (100 𝑔 𝑥 𝑔°𝐶

Q sistema= -5132,335 J = -5,132 KJ

Δ H neutralización =

−5,132KJ 0,0925 mol

= -55,48KJ / mol

CONCLUSION En esta práctica se logró determinar el calor de disolución y las entalpias de neutralización con respecto al ácido fosfórico y el ácido acético. También se logró determinar el calor específico de un metal (aluminio) BILBIOGRAFIA 

Acuña, M. PRÁCTICA 5. calorimetría. fundamentos de química. 2016.