Laboratori De Calor De Neutralizacion.docx

UNIVERSIDAD CATÓLICA BOLIVIANA “SAN PABLO” UNIDAD ACADÉMICA REGIONAL COCHABAMBA Departamento de Ciencias exactas e Ingeniería Ingeniería Industrial e Ingeniería Química

Determinación de calor de disolución, dilución y neutralización. Laboratorio 4 de Físico-Química

Carvajal Zurita Lony Camila A. Córdova López Fernando Elías Meruvia Sotomayor Rivero Rodrigo Fernanda Gonzales

Cochabamba-Bolivia 21 de marzo de 2019

Contenido INTRODUCCIÓN ........................................................................................................ 1 OBJETIVOS ................................................................................................................. 1 MATERIALES Y EQUIPO.......................................................................................... 1 FUNDAMENTO TEORICO ........................................................................................ 2 1.

El calor latente de vaporización ....................Error! Bookmark not defined.

2.

Punto de ebullición..........................................Error! Bookmark not defined.

3.

El calor molar de vaporización ......................Error! Bookmark not defined.

PROCEDIMIENTO ...................................................................................................... 5 RESULTADOS Y CALCULOS .................................................................................. 9 1.

Cálculo de la entalpía de vaporización. ........Error! Bookmark not defined.

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES ......................................................... 16 CUESTIONARIO ....................................................................................................... 16 BIBLIOGRAFÍA ........................................................................................................ 17

Ilustración 1. ...............................................................Error! Bookmark not defined. Ilustración 2. ...............................................................Error! Bookmark not defined. Ilustración 3. ...............................................................Error! Bookmark not defined. Ilustración 4. ...............................................................Error! Bookmark not defined. Ilustración 5. ...............................................................Error! Bookmark not defined. Ilustración 6. ...............................................................Error! Bookmark not defined.

Tabla 1. .......................................................................Error! Bookmark not defined.

DETERMINACION DE CALOR DE DISOLUCION, DILUCION Y NEUTRALIZACION

INTRODUCCIÓN En este laboratorio veremos que en las reacciones químicas se producen transformaciones de energía, además de materia en función del sistema que usemos ya sea abierto, cerrado o aislado. En todas las reacciones químicas se produce una variación en la energía interna de las sustancias que intervienen. 

Sistema abierto: Que intercambia masa y energía (en general en forma de calor) con los alrededores.



Sistema cerrado: Que permite solo la transferencia de energía.



Sistema aislado: Que no permite la transferencia de masa ni de energía.

En el estado inicial los reactivos tienen una energía interna y en el estado final los productos tienen otra. La diferencia de energía entre ambos estados se absorbe (reacciones

endoenergéticas)

o

se

desprende

en

la

reacción

(reacciones

exoenergéticas), Si el sistema químico disminuye su energía, la comunica al medio ambiente, y si la aumenta, es porque la ha absorbido de él. Atendiendo al intercambio de energía en forma de calor con el exterior, las reacciones se clasifican en: Exotérmicas (desprenden energía en forma de calor) y Endotérmicas (absorben energía en forma de calor). OBJETIVOS 

Medir el calor de neutralización, disolución y dilución mediante el calorímetro.



Aplicar la primera ley de la termodinámica (conservación de la energía) para realizar los cálculos.

MATERIALES, EQUIPO Y REACCIONES 

Agua destilada.

1



Calorímetro



Agitador



Termómetro



Probeta 250 ml.



Vasos de precipitación 250 ml.



Trípode con tela de alambre con asbesto



Cronometro



Agitador



Varilla



Pipeta 10 ml.



Espátula



Mechero bunsen

Reactivo Uso Ácido Clorhídrico (HCl) Hidróxido de Sodio (NaOH) Cloruro de Amonio (NH4Cl) Nitrato de Amonio (NH4NO3) Amoniaco (NH3)

FUNDAMENTO TEORICO La Termoquímica es la rama de la termodinámica que se encarga de estudiar los cambios de energía que acompañan a una reacción química. Puesto que las Leyes Termodinámicas están basadas en la experimentación y la observación. La Primera Ley de la Termodinámica establece el Principio de Conservación dela Energía que matemáticamente se expresa como: U=q+w Cuando se mezclan dos reactivos, y si estos son un ácido y una base el cambio térmico de esta reacción recibe el nombre de Calor de Neutralización. la definición de este concepto es: “al neutralizar soluciones diluidas de ácidos con bases fuertes a 2

temperatura ambiente, el calor de neutralización por mol de agua formada es esencialmente constante e independiente de la naturaleza del ácido o base”. La mayoría de las reacciones químicas absorben o producen energía generalmente en forma de calor. Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas es necesario definir el sistema como una porción de cuerpo material con límites específicos y que es objeto de estudios y/o análisis con algunos fines específicos. Tipos de sistemas: 1. Sistema Abierto: Es aquel en el cual la masa y energía pueden entrar o salir libremente del sistema. Por ejemplo: La ebullición de agua en un recipiente abierto. 2. Sistema Cerrado: La masa dentro del sistema permanece constante, pero la energía puede entrar o salir del sistema. Por ejemplo: La ebullición de agua en un recipiente cerrado. 3. Sistema Cerrado y Aislado: La masa y energía dentro del sistema permanece constantes. Por ejemplo: Agua hervida dentro de un termo por espacio de 10 minutos. Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante se utiliza la propiedad extensiva de la materia llamada entalpia (H). Es imposible determinar la entalpía de una sustancia, por lo tanto lo que se mide realmente es el cambio de entalpía, △H. Entalpia de reacción: En las reacciones químicas, los enlaces entre átomos pueden romperse, reconstituirse o experimentar ambos procesos, ya sea para absorber o liberar energía. El resultado es un cambio de la energía potencial del sistema. El calor que absorbe o libera un sistema sometido a presión constante se conoce como entalpía, y el cambio de entalpía que se produce en una reacción química es la entalpía de reacción.

3

La entalpía es una función de estado, por lo que la variación de entalpía en una reacción química es igual a la diferencia de entalpía entre productos y reactivos; es positiva en un proceso endotérmico y negativo en un proceso exotérmico. 1. Calor de Neutralización: Cuando se mezclan dos reactivos, y si estos son un ácido y una base el cambio térmico de esta reacción recibe el nombre de calor de neutralización. La definición de este concepto es: “Al neutralizar soluciones diluidas de ácidos con bases fuertes a temperatura ambiente, el calor de neutralización por mol de agua formada es esencialmente constante e independiente de la naturaleza del ácido o base”. En síntesis es el calor producido cuando un gramo de ácido es neutralizado por una base. Este tiene un valor constante en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta reacción se obtiene como producto en todos los casos 1mol de H2O, formado en la reacción: H+ + HO

H2O

se producen 13.7kcal

Esta constancia en la entalpia de neutralización para ácidos y bases fuertes se explica por el hecho de que los ácidos y bases fuertes y sus sales están ionizadas en soluciones diluidas. -

Para determinar el calor de neutralización se utiliza la fórmula: 𝑞𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 = −𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜

Donde: 𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 𝐾𝛥𝑇 Para determinar el calor de disolución se utiliza la fórmula: 𝑞𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = −𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜

4

Donde: 𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 𝐾𝛥𝑇 Para determinar el calor de dilución se utiliza la fórmula: 𝑞𝑑𝑖𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = −𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜

En forma iónica la reacción de neutralización entre el HCl y NaOH Na+ (aq) + HO (aq)

+ H+ (aq) + Cl (aq)

Na+ (aq) + Cl (aq) +H2O

Si se cancelan los iones comunes en ambos miembros de la igualdad se obtiene H+ (aq)

+ HO (aq)

H2O

2. La entalpía de solución, entalpía de disolución o calor de disolución es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante. El calor de solución es una de las tres dimensiones del análisis de solubilidad. Se expresa más frecuentemente en kJ/mol a temperatura constante. El calor de solución de una sustancia está definido como la suma de la energía absorbida, o energía endotérmica (expresada en kJ/mol "positivos"), y la energía liberada, o energía exotérmica (expresada en kJ/mol "negativos"). 3. Calor de dilución: Es el cambio de calor asociado al proceso de dilución, si el proceso de disolución es endotérmico y la solución se diluye con posterioridad, la misma disolución absorbe más calor de los alrededores.

PROCEDIMIENTO Calor de neutralización

5



Primero se obtuvo la capacidad calorífica del calorímetro con el método de mezclas (utilizando 200 ml de agua fría y 200 ml de agua caliente)



Luego se colocó 150 ml de hidróxido de sodio 0.5 N en el calorímetro con el termómetro entre -1 a 51 C



Luego se colocó 150 ml solución ácido clorhídrico a 0.5 N en vaso de precipitación con otro termómetro



Después se dejó las dos soluciones 10 minutos para llegar al equilibrio térmico, se ha leído las temperaturas cada minuto durante 5 minutos



Se agregó acido al calorímetro, se agito con el termómetro y se midió la temperatura cada minuto durante 5 minutos



Se calculó la capacidad calorífica y se comparó con las tablas

6

Calor de disolución 

Se pesó en vidrio de reloj una cantidad de NH4CL



Se calculó la cantidad de agua necesaria para preparar la cantidad medida de sal de una solución 0.5 M y se colocó en el calorímetro junto con el termómetro



Se agito y espero que el sistema llegue al equilibrio térmico



Se vació lo más rápido posible la sal y se tapó el calorímetro

7



Después se leyó la temperatura cada 10 minutos hasta que el sistema este equilibrado



Se repitió los puntos anteriores con el nitrato de amonio



Se calculó el equivalente en agua del calorímetro y sus accesorios

Calor de dilución 

Se midió 100 ml de agua y se colocó en calorímetro, después se dejó que llegue al equilibrio y se midió la temperatura



Se midió 100 ml de solución de amoniaco 0,5M, se midió la temperatura

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

Se añadió esta solución al calorímetro lo más rápido posible, se tapó el calorímetro, agito y se anotó la temperatura final de la mezcla cada minuto hasta que el sistema esté en equilibrio



Se calculó el calor de dilución

RESULTADOS Y CALCULOS 1.-Calor de neutralización:  CAPACIDAD CALORIFICA DEL CALORIMETRO Temperatura del agua °C Volumen del agua 22°C (Agua Fría) 200 ml 66°C (Agua caliente) 100 ml 36°C (Equilibrio) 300ml

𝑚𝑐 𝐶𝑝𝑐 (𝑇ⅇ − 𝑇𝑐) = 𝑚𝑓 𝐶𝑝𝑓 (𝑇ⅇ − 𝑇𝑓 ) + 𝑘(𝑇ⅇ − 𝑇𝐹 ) 𝐽 𝐽 4,186 ⁄𝑔°𝐶 (100𝑔)(36 °𝐶 − 66 °𝐶) = (𝐾 + 4,186 ⁄𝑔°𝐶 (200𝑔)) (36 °𝐶 − 22°𝐶) 𝐽 −12558 𝐽 = (𝐾 + 837,20 ⁄°𝐶 )(14°𝐶) −12558 𝐽 = 14°𝐶 (𝐾) + 11720,80 𝐽 𝐾 = −1734,20 𝐽 9

𝐾 = −1,7342 𝐾𝐽

Temperatura vs Tiempo (mezcla) 28.5

Temperatura

28 27.5 27 26.5 26 25.5 25 24.5 0

1

2

3

4

5

6

Tiempo

Temperatura del NaOH: 24°C Volumen del NaOH: 100 mlTemperatura del HCl: 23°C Volumen del HCl: 100 ml Temperatura de equilibrio entre NaOH y HCl: 27,2°C t(min) 1 2 3 4 5 𝑥̅

Temperatura NAOH + HCL 27,5 27,5 27 26,5 26,2 26,9

10

Temperatura vs Tiempo (mezcla) 28.5

Temperatura

28 27.5 27 26.5 26 25.5 25 24.5

0

1

2

3

4

5

6

Tiempo



NEUTRALIZACION 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂 𝐻 + + 𝑂𝐻 − → 𝐻2 𝑂 𝑞𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏 = −𝒒𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓𝒊𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐 𝑞𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏 = −(−1,7342 KJ) ∗ (26,9°𝐶 − 27,5°𝐶) = 𝐾𝐽 𝒒𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓𝒊𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐 = 1,0405 𝐾𝐽 𝑞𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏 = −1040 J 0,5

ⅇ𝑞 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻 + (0,5 𝑙) ( )( ) = 0,075 𝑚𝑜𝑙 𝐻 + 𝑙 1 ⅇ𝑞 𝐻𝐶𝑙 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

ⅇ𝑞 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝐻 − (0,5𝑙) ( 0,5 )( ) = 0,075 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝐻 − 𝑙 1 ⅇ𝑞 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑞𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏 = −1,0405𝐾𝐽 ( ) 0,075 𝑚𝑜𝑙

𝑞𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏 = −13,8733

𝐾𝐽⁄ 𝑚𝑜𝑙

El valor de tabla con el valor experimental tiene ligeras diferencias, esto debida a las condiciones a alas que se realiza el experimento. 11

Determinación del calor de disolución  Para el 𝑵𝑯𝟒 𝑪𝒍 (0,5 M) Temperatura inicial: 22 °C Volumen del NH4Cl: 100 ml Masa: 2,67 gr

t(min) 1 2 3 4 5 𝑥̅

Temperatura °C 22 21 20,5 20,2 19,5 20,5

Grafico 2

T ºC 22 21.5 21 20.5 20 19.5 19 0

1

2

3

4

5

6

t(min)

𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −(−1,7342 𝐾𝐽)(20,5°𝐶 − 22°𝐶) 𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −2,6013𝐾𝐽 0,5

𝑚𝑜𝑙 (0,100 𝑙) = 0,0500𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻4 𝐶𝑙 𝑙

12

1 𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −2,6013 𝐾𝐽 ( ) 0,0500𝑚𝑜𝑙

𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −52,0260

𝐾𝐽⁄ 𝑚𝑜𝑙

 Para el NH4NO3 (NITRATO DE AMONIO) Temperatura inicial: 22 °C Volumen del NH4NO3: 100 ml Masa: 2,06 gr t(min) 1 2 3 4 5 𝑥̅

Temperatura °C 22 21 20 19 19 20,2

Grafico 3

T ºC 22.5 22 21.5 21 20.5 20 19.5 19 18.5 0

1

2

3

𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −(−1,7342

4

5

6

t(min)

𝐾𝐽⁄ 𝑚𝑜𝑙 )(20,2°𝐶 − 22°𝐶) 13

𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −3,1216 𝐾𝐽 0,5

𝑚𝑜𝑙 (0,100 𝑙) = 0,050 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻4 𝑁𝑂3 𝑙

1 𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −3,1216𝐾𝐽 ( ) 0,050𝑚𝑜𝑙

𝑞𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −62,4320

𝐾𝐽⁄ 𝑚𝑜𝑙

El valor de tabla con el valor experimental tiene ligeras diferencias, esto debida a las condiciones a alas que se realiza el experimento. Determinación del calor de dilución para el NH3 Temperatura inicial: 22°C Volumen del NH3: 23,3 ml t(min) 1 2 3 4 5 𝑥̅

Temperatura °C 22 22,5 23 24 24,5 23,2

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Grafico 4

T ºC 25 24.5 24 23.5 23 22.5 22 21.5 0

1

2

𝑞𝒅𝒊𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = −(−1,7342

3

4

5

6

t(min)

𝐾𝐽⁄ 𝑚𝑜𝑙 )(23,2°𝐶 − 22°𝐶)

𝑞𝒅𝒊𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = 2,0810𝐾𝐽 0,01

𝑚𝑜𝑙 (0,10 𝑙) = 0,001 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻 3 𝑙

1 𝑞𝒅𝒊𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = 2,0810 𝐾𝐽 ( ) 0,001𝑚𝑜𝑙

𝑞𝒅𝒊𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = 2081

𝐾𝐽⁄ 𝑚𝑜𝑙

El valor de tabla con el valor experimental tiene ligeras diferencias, esto debida a las condiciones a alas que se realiza el experimento.

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CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES Como hemos observado durante todo el experimento, la reacción entre las disoluciones nos da siempre variaciones de temperatura ya sea aumentando o disminuyendo, también pudimos observar que procesos fueron exotérmicos y cuales endotérmicos. A través de la primera ley de termodinámica pudimos realizar los cálculos necesarios para determinar así el calor Uno de los principales objetivos de esta experiencia era relacionar los aspectos termodinámicos de un ácido fuerte con una base fuerte mediante la mezcla de una solución diluida de ácido fuerte con una solución diluida de base fuerte, y se comprobó que la variaciones en los procesos de neutralización el calor producido para formar un mol de agua, no dependen de la naturaleza de la sustancia ni la concentración, en este caso dependía de la temperatura liberada, influenciada por perdida de calor en el calorímetro durante el proceso de mezcla del ácido con la base.

CUESTIONARIO Cuestionario 1. ¿Es necesario tomar en cuenta la capacidad calorífica del calorímetro y sus accesorios? R.- Si es necesario

2. ¿qué tipos de errores se introducen en cada procedimiento? R.- Se introducen errores sistemáticos y también errores aleatorios

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3. ¿qué importancia tiene el calor de disolución y dilución de una sustancia? R.- Desde el punto de vista de la ingeniería química resulta de gran importancia saber, que gran cantidad de las industrias químicas utilizan ampliamente la transferencia de calor en sus procesos. Pero si bien es cierto que la Termoquímica establece las bases teóricas del manejo del calor en las reacciones químicas, desde el punto de vista experimental, la calorimetría nos permite qué tanto calor como una forma de la energía absorbida o desprendida está presente en una reacción. Determinar esta energía presente en una reacción es posible bajo dos condiciones termodinámicas; ya sea a presión constante, o a volumen constante. Para determinar experimentalmente en un calorímetro, la energía absorbida o desprendida de una reacción como es el caso particular del calor de disolución del carbonato de sodio, es conveniente primeramente plantear una ecuación del balance general de calor en el sistema, es decir:

BIBLIOGRAFÍA RÍOS A., GUILLERMO Luís, “Determinación del calor de vaporización del agua Scientia Et Technica”, vol. XVI, núm. 49, diciembre-, 2011, pp. 163-166. Fecha de consulta [15/10/18] PASACRETA M., “Como calcular el calor molar de vaporización”, febrero-,2018, fecha de consulta [15/10/18] GLOSARIO Servidor, “Punto de ebullición normal”, En: , fecha de consulta [15/10/18]

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GÜEMEZ, FIOLHAIS C., FIOLHAIS M., “Revisiting Black's experiments on the latent heats of water”. The Physics Teacher Vol 40, January 2002, pp. 26-31. Fecha de consulta [15/10/18]

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