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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE

QUÍMICA

CURSO: QUÍMICA GENERAL-LABORATORIO INFORME DE LA PRACTICA N°7 Título: termoquímica. Apellidos y nombres del alumno/código de matrícula:  

Kimberly Leonardo Villena 20161137 Jimmy Jesús Aybar Hilario 20161127

Facultad y especialidad:

Ciencias, Ingeniería Ambiental.

Horario de práctica:

viernes, de 8:00 am a 10:00 am

Profesor de laboratorio:

Lena Asuncion Tellez Monzon

Fecha de práctica realizada:

30 setiembre 2016

Fecha de entrega de informe: 6 octubre 2016

LA MOLINA – LIMA - PERÚ

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1. Introducción: El cambio de energía que acompaña a una reacción química, se le conoce como entalpía de reacción o calor de reacción. Cuando la reacción química (sistema), libera calor al entorno entonces se dice que se trata de una reacción exotérmica. Si el sistema (reacción química), requiere que el entorno o los alrededores le entregue calor, para que se lleve a cabo la reacción, se dice que se trata de una reacción endotérmica. Esta energía liberada o absorbida se puede determinar mediante la variación de entalpia en este caso veremos la entalpia de neutralización entre el HCl y NaOH reaccionando liberando calor y la entalpia de disolución de la urea en agua.

1.1.

Objetivos: Este laboratorio busca que diferenciemos entre la entalpia de disolución y la entalpia de neutralización, además ver si esta libera o absorbe calor dependiendo del signo de la entalpia.

1.2.

Hipótesis: La entalpia de disolución y neutralización pueden salir positivo si es que absorbe calor o negativo si libera calor durante la reacción, y eso nosotros debemos determinar. 2. Revisión de literatura: Termodinámica: Es la ciencia que estudia la relación entre el calor y otras formas de energía. El cambio de energía que ocurre cuando las sustancias reaccionan conduce generalmente a una transferencia de calor. Termoquímica: Es el estudio de los cambios y las transferencias de calor asociados a las reacciones química. En los estudios termoquímicos las reacciones se llevan a cabo en envases aislados, que no permiten la transferencia de calor fuera del envase y que se conocen como calorímetros. La energía se puede definir brevemente como la capacidad para hacer trabajo o transferir calor. En el SI la unidad de energía se conoce como Joule (J), y se define como: 1 J = 1kg m2/s2 Cambio de Entalpia: Es el nombre dado a una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido como un sistema termodinámico). Muchas reacciones que ocurren en solución se llevan a cabo en calorímetros abiertos a la atmosfera, por lo que el proceso ocurre a presión constante. Bajo estas condiciones, el calor trasferido se puede expresar en términos de entalpia H. En el

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cambio de entalpia ΔH, corresponde a la diferencia entre la entalpia de los productos, Hp, y la entalpia de los reactivos, Hf, así: ΔH = Hp – Hf = qp Al cambio de entalpia se le llama entalpia de reacción y su valor corresponde al calor que se libera o absorbe durante la reacción, qp (la p indica que el proceso ocurre a presión constante) Para determinar el ΔH de una reacción lo que se hace es medir el calor transferido, q p, para entender como ocurre la transferencia de calor durante una reacción química, consideramos que antes de la reacción, los reactivos constituyen el sistema. Bajo las condiciones iniciales, tanto el sistema como los alrededores está a igual temperatura. Cuando la reacción comienza, cambia la temperatura del sistema. Existen dos posibilidades: que la temperatura aumente o que disminuya. Si la temperatura del sistema aumenta, fluirá calor del sistema (que está más caliente) hacia los alrededores (que están más fríos). Esto hace que se caliente el envase de reacción, que es parte de los alrededores. El flujo de calor continuara hasta que la temperatura del sistema y los alrededores sean iguales. Como el sistema pierde energía, el signo del calor es negativo y decimos que le proceso es exotérmico. Así que, para un proceso exotérmico, ΔH llevara signo negativo. Si la temperatura del sistema disminuye, fluirá calor de los alrededores (que están más calientes) hacia el sistema (que esta mas frio). Esrt hace que se enfrié el envase de reacción, que es parte de los alrededores. El flujo de calor continuara hasta que la temperatura del sistema y los alrededores sean iguales. Como el sistema gana energía, el signo del calor es positivo y decimos que el proceso es endotérmico. Así, para un proceso endotérmico, ΔH llevara signo positivo. Para determinar el valor de ΔH de una reacción que ocurre a presión constante, se mide experimentalmente el calor transferido, qp. El método consiste en medir el cambio en temperatura que ocurre como consecuencia de la trasferencia de calor entre el sistema y los alrededores. A este método se le llama calorimetría y al conjunto de instrumentos que se utiliza se la llama calorímetro. Calorimetría: Para determinar el valor de la energía asociada a una reacción que curre a presión constante, se mide experimentalmente el calor transferido. El método consiste en medir el cambio de temperatura que ocurre como consecuencia de la transferencia de calor entre el sistema y os alrededores. A este método se le llama calorimetría y al conjunto de instrumentos que se utiliza se le llama calorímetro. Entalpia de Neutralización

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Cuando una mol de ácido reacción con una mol de 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. Cuando una solución diluida de ácido fuerte se neutraliza con una solución diluida de base fuerte, el calor de neutralización que se produce por mol de agua es constante e independiente de la naturaleza de la sustancia como de su concentración. Las reacciones de neutralización como HNO3 + KOH → KNO3 + H2O 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 ácido 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) ΔH 298 k= 13.700 Kcal/mol. En cada una de las reacciones anteriores se obtienen 13,7 kcal. Esta constancia en la entalpía de neutralización, se entiende fácilmente cuando se recuerda que los ácidos y bases fuertes y las sales, están completamente disociados en sus soluciones en sus respectivos iones, cuando se hallan en solución acuosa suficientemente diluida. Desde este punto de vista, una solución diluida de HCl consiste solamente en iones H + y Cl- en solución acuosa; y similarmente, una solución diluida de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa, y, en tal consecuencia el efecto químico común a todas estas neutralizaciones, que es sustancialmente el único cambio responsable para el efecto térmico observado, es la unión de los iones hidratados hidrógeno e hidroxilo para formar agua no ionizada. O sea, si la ecuación anterior de neutralización se escribe en forma iónica, se tiene que: Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) ---> Na+(aq) + Cl- aq) + H2O Y cancelando los iones comunes en ambos miembros de la igualdad: OH-(aq) + H+(aq) ---> H2O

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Esta constancia en la entalpía de neutralización no se mantiene en la neutralización de soluciones de ácidos débiles por bases fuertes, bases débiles por ácidos fuertes o de ácidos débiles por bases débiles, porque la formación del agua a partir de sus iones no es el único proceso químico que acompaña a la neutralización, ya que paralelamente a la combinación de los iones hidratados hidrógeno e hidroxilo, va ocurriendo la ionización de los solutos débiles, siendo el efecto térmico observado la suma de las entalpías de ionización y neutralización. Las reacciones se llevan a cabo en un recipiente aislado del exterior, entonces el sistema no ganará ni perderá calor (qsistema = 0) qsistema = qreaccion + qmezcla = 0 (sistema asilado) qreaccion = -qmezcla qreaccion = -mc(Tfinal – Tinicial) Donde: M = masa de mezcla = masa de disolución de ácido + masa de disolución de base C = calor especifico de la mezcla (se asume que casi toda el agua y c = 1cal/g°C) qreaccion se puede expresar por mol de agua formada y se denomina entalpia de neutralización: ΔHneutralizacion = qreaccion/nagua ΔHneutralizacion = -mc(Tfinal – Tinicial)/nagua

Entalpia de disolución: El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. No es posible llevar a cabo esta medición en el ambiente, pero en un calorimetro a presión constante se puede determinar. qsistema = qreaccion + qmezcla = 0 (sistema asilado) qreaccion = -qmezcla qreaccion = -mc(Tfinal – Tinicial) Donde:

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m = masa de mezcla = masa de solvente + masa de soluto c = calor especifico de la mezcla (se asume que casi todo es agua y c = 1 cal/g°C) qdisolucion se puede expresar por mol de soluto y se denomina entalpia de disolución ΔHdisolucion = qdisolucion/nsoluto ΔHdisolucion = -mc(Tfinal – Tinicial) / nsoluto

3. Materiales y métodos 3.1.1. requerimientos: - Materiales: o vaso precipitado o probeta o termómetro de alcohol o calorímetro o termo - reactivos: o disolución de hidróxido de sodio, 1M o disolución de ácido clorhídrico 1M o urea o agua destilada 3.1.2. Métodos:  Actividad 1: determinación de la entalpia de neutralización de NaOH con HCl: o Medir 50 ml de disolución de HCl 1M en una probeta y verter en el calorímetro. Esperar 3 min y medir su temperatura (T1), anotar el volumen y temperatura. o Enjuagar la probeta y medir 50 ml de disolución de NaOH 1M y verter en un vaso precipitado. o Medir la temperatura de la base con el mismo termómetro previamente enjuagado. la temperatura de la base debe ser en lo posible igual a la temperatura del ácido, puede admitirse una diferencia de 0,2 °C como máximo. Anotar la temperatura en la tabla 1. o Verter la disolución de NaOH al calorímetro donde esta la disolución de HCl. Tapar inmediatamente, agitar la mezcla moviendo el calorímetro con suaves movimientos de vaivén y medir la temperatura de la mezcla de reacción cada 20segundos hasta alcanzar un máximo. Anotar dicha temperatura en la tabla 1.

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

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Actividad 2: determinación de la entalpia de disolución de la urea en agua. o Medir en una probeta 50ml de agua destilada y agregar al calorímetro. Esperar 3 min y medir su temperatura. Anotar la temperatura en la tabla 2. o Agregar 4 gr de urea al calorímetro (anotar la masa en la tabla 2). Tapar inmediatamente, agitar la mezcla moviendo el calorímetro con suaves movimientos de vaivén y medir la temperatura de la mezcla de reacción cada 20segundos hasta alcanzar un mínimo. Anotar esta temperatura en la tabla 2. Actividad 3: balance de masa de entradas y salidas de materiales.

4. Resultados y discusión :

4.1. TABLA 1: V(ml) T° (K) V(ml) T° (K) Temperatura final máxima registrada (K) Masa de la mezcla final, m(gramos) (asuma que su densidad es 1g/ml) Calor especifico de la mezcla final, 𝑐𝑎𝑙⁄𝑔𝑟 °𝐶

50ml 294,15 K 50ml 294,15 299,15 K

HCl 1M

100 gr 1 𝑐𝑎𝑙⁄𝑔𝑟 °𝐶

(asuma que se comporta como el agua pura) Reacción de neutralización

HCl(ac)+NaOH(ac)=NaCl(ac)+H2O(l)

Calculo de entalpia deneutralizacion (cal/mol de agua formada) −𝑚 .𝑐 .∆T ∆H= 𝑛 𝐻2𝑂

−100𝑔𝑟 𝑥 1𝑐𝑎𝑙⁄𝑔𝑟 °𝐶 𝑥 (26−21)°𝐶 1 𝑚𝑜𝑙/𝑔𝑟 1𝑗

∆H=

∆H=-500 cal/mol x

4.2.

0,24 𝑐𝑎𝑙

= - 2083,34 j/mol

TABLA 2

Agua destilada

V(ml) T° (K)

50 ml 293,15 K

Urea

Masa (gr)

4 gr

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Temperatura final máxima registrada (K) Masa de la mezcla final, m(gramos) (asuma que su densidad es 1g/ml) Calor especifico de la mezcla final, 𝑐𝑎𝑙⁄𝑔𝑟 °𝐶 (asuma que se comporta como el agua pura)

289.65 K 54 gr 1 𝑐𝑎𝑙⁄𝑔𝑟 °𝐶

Calculo de la entalpia de disolución (cal/ mol de urea) −𝑚 .𝑐 .∆T ∆H= 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

−54𝑔𝑟 𝑥 1𝑐𝑎𝑙⁄𝑔𝑟 °𝐶 𝑥 (16,5−20)°𝐶 ∆H= 0,666667 𝑚𝑜𝑙/𝑔𝑟 1𝑗

∆H= +2835 cal/mol x 4.3.

0,24 𝑐𝑎𝑙

= +11812.5 j/mol

Tabla 3:

Entrada:  Reactivos: o 50ml HCl o 50ml NaOH o 50ml agua destilada o Urea 4 gr  Mezclas1: 100 gr  Mezcla 2: 54 gr  Materiales: o Probeta o Termo o Vaso precipitado o Termómetro

Salida:

 Productos: o Agua o NaCl  Calor emanado: 2083,34 j/mol+  Calor absorbido: 11812.5 j/mol

5. Conclusiones: - En la actividad 1 podemos determinar la entalpia de neutralización que en este caso nos salió negativo que significa que la reacción perdió 2083,34 j/mol , este cálculo salió de las mediciones de temperatura y volumen para luego llevarlo a la formula.

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- En la actividad dos tenemos que hallar la entalpia de disolución la cual nos dio positivo 11812.5 j/mol, ya que la reacción absorbe esa cantidad de calor para poder producirse. 6. Recomendaciones: - Se recomienda tener cuidado con el HCl pues al ser un ácido puede producir daños en la piel - También tener cuidado con los gases que se producen en las reacciones - Tapar inmediatamente el termo para que así el calor se mantenga, y la temperatura no varié. 7. Referencias bibliográficas: (2016). Fecha de consulta 6 Octubre del 2016, URL : https://laboratoriodefisicoquimica.files.wordpress.com/2009/03/practica-no-11determinaciondel-calor-de-neutralizacion-del-acido-clorhidrico-con-hidroxido-de-sodio.pdf Entalpía. (2016). Quimica.es. fechade consulta 6 Octubre del 2016, URL: http://www.quimica.es/enciclopedia/Entalpía.html Osorio, A., Osorio, A., & perfil, V. (2012). CALOR DE NEUTRALIZACIÓN MÉTODO CALORIMÉTRICO. Fisicoquimica230med.blogspot.pe. fecha de consulta 6 Octubre del 2016, URL: http://fisicoquimica230med.blogspot.pe/2012/10/calor-de-neutralizacion-metodo_30.html Termoquímica II: Entalpía de neutralización de HAc con NaOH. (2012). Fisicoquimica56.blogspot.pe. fecha de consulta 6 Octubre del 2016, URL: http://fisicoquimica56.blogspot.pe/2012/04/termoquimica-ii-entalpia-de.html Mora G.E.(Ed.).(2012), Laboratorio de química general. México D.F.: editorial: Mc Graw Hill Trujano M.(Ed.).(2002). Quimica general manual de laboratorio. Naucalpan de Juárez,Mexico: Editorial: Pearson Educacion.

8. Cuestionario: 



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¿Cómo confirmaría usted que logro cumplir el propósito de la práctica? o Se realizó el procedimiento de acuerdo a la guía, siguiendo las recomendaciones de la profesora y con sumo cuidado. ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable? o La medición de temperatura de cada procedimiento se realizó 3 veces por cada uno de los casos para poder ser más exacta con la temperatura la cual es un favor determinante en el procedimiento. Además de que el termo se cerró rápidamente con el termómetro dentro para así poder tener una temperatura más exacta y para que el calor se mantenga. ¿Cómo demuestra usted que trabajo de manera segura? o utilizar el mandil y guantes para realizar el experimento dentro del laboratorio, se evitó oler los gases emitidos en la segunda actividad para poder cuidar mi salud, lse lavó bien

10 con agua destilada los instrumentos sobre todo el termómetro, la probeta y el vaso precipitado pues estos eran reutilizados en ambas actividades. 

¿Cómo demuestras que cuido el ambiente en el laboratorio? o

En todo momento se no se tuvo contacto directo con los reactivos ni su hubo derrames ya que se siguieron las buenas prácticas de laboratorio. Incluso los productos no tampoco son perjudiciales para el ambiente del laboratorio ya que al neutralizarse la mezcla resultante tendrá un ph muy cercano a 7(neutro) y las cantidades eran pequeñas así que deshacerse de ellas solo bastaba con desecharlas directamente al desagüe.



¿Qué operaciones unitarias y que procesos unitarios ha llevado a cabo en esta práctica? o Ocurrieron Procesos unitarios ya que las reacciones químicas de cada uno de los experimentos que se pudieron comprobar con la medición de la variación de la temperatura al reaccionar entre ellos.



Usted ha comprobado que la neutralización es una reacción exotérmica, lo que significa que al ocurrir la reacción se pierde energía, ¿por qué si se pierde energía, hay elevación de la temperatura de la masa contenida en el calorímetro? o



El calor liberado se debe a que la entalpía de los productos es menor que la entalpía de los reactantes. La energía calorífica se libera hacia el medio que lo rodea conforme aumenta la temperatura de los alrededores del sistema donde ocurre la reacción, por ejemplo, las reacciones de combustión, las reacciones de neutralización acido-base, y en general las reacciones de adición.

¿Se hubiese logrado el propósito si se hubiese trabajado con un recipiente que no estuviese aislado termiónicamente? Argumente. o

No, porque al no ser un sistema cerrado habría perdida o ganancia de calor del exterior del sistema dando resultados inesperados.



¿Se podría medir el calor de combustión en un calorímetro como el que ha usado en el laboratorio? Sustente su respuesta. o No, se necesitaría otro tipo de calorímetro el cual se determina en con una bomba de calorimetría, además para esta medición se necesitan compuestos orgánicos donde las reacciones de combustión son exotérmicas y la única reacción exotérmica hecha en el laboratorio fueron con compuestos inorgánicos.



Describa brevemente el procedimiento de la practica 7 o en este laboratorio realizamos dos actividades en el primero debíamos determinar la entalpia de neutralización para ello debíamos poner 50ml en termo y medir su temperatura, luego teníamos que agregarle 50 ml de NaOH para que se neutralicen

11 (medir la temperatura del NaOH previamente) y ahora medir la temperatura final de la mezcla, pero para poder estar seguros midió 3 veces en intervalos de 20 s cada uno. o En la segunda actividad se tuvo que determinar la entalpia de disolución entre 50ml de agua destilada y 4 gr de urea, en el cual se tenía que medir la temperatura de cada uno por separado y también de la mezcla, luego todo eso se llevó al procedimiento y así hallar la entalpia pedida. 

Un calorímetro contiene 100 mL de HCl 0,5 M a 20°C y se le agrega 100 mL de NaOH 0,5 M a la misma temperatura. Se agita el sistema y luego se observa que el sistema alcanza una temperatura máxima de 24 °C. Calcula la entalpia de neutralización por mol de agua formada. Asuma que la mezcla resultante tiene densidad y calor especifico igual a los del agua (d=1g/mL y c=1cal/g°C) o

ΔHN = - MxCexΔT nH2O ΔHN = - 200gx1cal/g°Cx(24-20)°C = -800 cal/mol 1mol 



-800 cal/mol x 1J = 3333.3 J/mol o 0.24 cal

Un calorímetro contiene 100 mL de agua destilada a 20 °C. Se le agrega 10 g de urea y se agita el sistema observándose que al cabo de un tiempo alcanza una temperatura mínima de 15 °C. Calcule el calor de solución por mol de soluto. o Urea, NH2CONH2 (masa molar = 60g) ΔHs = - mxCexΔT nsto ΔHs = - 110gx1cal/g°Cx(15-20) = 3300 cal/mol 10 60  3300 cal/mol x 0.24 cal

1J

= 13750 J/mol