Practica 3fisicoquimica(calores De Reaccion)

PRÁCTICA No. 3

“CALORES DE REACCIÓN” OBJETIVO: Que el alumno realice el análisis cualitativo de algunos calores de reacción más comunes. Al mismo tiempo distinguirá entre reacciones exotérmicas y endotérmicas, así como también entre los términos termoquímica y calorimetría. FUNDAMENTO TEÓRICO: Todas las reacciones químicas van acompañadas de absorción o desprendimiento de energía, que generalmente se manifiestan como calor. La termoquímica es una rama de la Fisicoquímica que estudia los cambios térmicos a las diferentes transformaciones químicas y físicas éste análisis es puramente teórico, ya que la parte experimental es estudiada por la calorimetría. Para una mejor comprensión de la termoquímica, es necesario basarse en las dos leyes de termoquímica: Ley de Hess y Ley de Lavoseir-Laplace. Las cuáles resultan ser una aplicación de la primera ley de la termodinámica a la química y por consiguiente la Ley de la conservación de la energía. De una manera general diremos que para que ocurra una reacción química, o bien se absorbe calor o bien se desprende. Si se absorbe calor la reacción se denomina “endotérmica” y si se cede calor, la reacción se denomina “exotérmica”. Definimos calor de reacción como el calor cedido o absorbido cuando las cantidades de reactantes especificadas por una ecuación balanceada, reaccionan completamente bajo condiciones establecidas. De acuerdo a cada tipo de reacción tenemos los siguientes calores: •

Calores de formación

•

Calores de combustión

•

Calores de absorción

•

Calores de cristalización •

•

Calores de solución

Calores de neutralización

•

Calores de ionización

CALOR DE FORMACIÓN: El calor de formación Δ Hf de una sustancia química representa la energía liberada o consumida durante la formación de dicha sustancia, en condiciones normales, a partir de los elementos que la constituyen. Si en tales condiciones se consideran nulos los contenidos energéticos H de los elementos, el calor de formación Δ H f de un compuesto coincide con su contenido energético o entalpía. CALOR DE COMBUSTIÓN: Energía envuelta para quemar compuestos que resulta en la producción de los óxidos de los elementos de dichos compuestos. El valor del calor de combustión da una idea de la fortaleza de los enlaces. Ejemplos:

CALOR DE ABSORCIÓN: El calor de absorción es la suma del calor de condensación del vapor de contenida en el absorbedor está a una temperatura más alta que la del vapor de agua de alimentación. Esta diferencia de temperaturas puede variar entre 20 y 50°C. Por lo tanto, el calor de absorción, puede ser utilizado para producir vapor a temperatura superior a la del vapor de alimentación del absorbedor. CALOR DE SOLUCIÓN: Es la variación de entalpía relacionada con la adición de una cantidad determinada de soluto a una cantidad determinada de solvente a temperatura y presión constantes. Existe dependencia general entre el calor de solución y la cantidad de solvente. A medida que se utiliza más solvente, el calor de solución se aproxima a un valor límite, el valor de la solución <>. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN: El calor de neutralización es definido como el calor producido cuando un equivalente gramo de ácido es neutralizado por una base. El calor de neutralización tiene un valor aproximadamente 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 un mol de agua, que es formada por la reacción:

Ó

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 diluidas; 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.

DIAGRAMA DE BLOQUES EXPERIMENTO 1

EXPERIENCIA 1 REACCION EXOTERMICA

Observar y anotar lo que suceda.

En el vaso de pp. se coloca los 25 ml de H2SO4 y se le agregan aproximadamente 8 ml de agua destilada con precaución y agitando la solución ligeramente.

Introducir en el vaso de pp. la ampolleta llena de éter, y se acerca un cerillo encendido al extremo abierto.

EXPERIMENTO 2

Calor de solución positivo

Tomar la temperatura y anotar las observaciones para concluir.

Colocar el termómetro en el vaso de precipitados para obtener la temperatura.

Agregar 5 ml de agua destilada. Agitar ligeramente.

EXPERIMENTO 3

Calor de solución negativo

Concluya con sus observaciones.

Colocar NaOH e introducimos el termómetro dentro del vaso de pp., protegiendo este por el tubo de ensaye el cuál servirá de agitador.

Se agregan 5 ml de agua destilada, agitando ligeramente, tomando la temperatura inicial y final

MATERIAL

REACTIVOS (EXPERIENCIA N°1)

1 Vaso de pp. de 100 ml

25 ml de H2SO4

1 agitador de vidrio

10 ml de éter etílico

1 Pipeta graduada de 10 ml

8 ml de agua destilada

1 Tubo de vidrio delgado de 20 cm. De largo cerrado EXPERIENCIA N°1 Reacción exotérmica; al efectuar la reacción entre H2SO4 concentrado y agua destilada, se genera calor, el cual se aprovecha para evaporar el éter contenido en la ampolleta.

PROCEDIMIENTO 1.- En el vaso de pp. se coloca los 25 ml de H2SO4 y se le agregan aproximadamente 8 ml de agua destilada con precaución y agitando la solución ligeramente. 2.- Una vez obtenida la solución se introduce en el vaso de pp. la ampolleta llena de éter, y se acerca un cerillo encendido al extremo abierto. Observar y anotar lo que suceda. EXPERIENCIA N°2

Calor de solución positivo; cuando disolvemos nitrato de amonio en el agua destilada, la temperatura de la solución disminuye.

MATERIAL

REACTIVOS (EXPERIENCIA N°2)

1 vaso de precipitado de 50 ml

5g de NH4NO3

1 termómetro

5 ml de agua destilada

1 pipeta graduada de 10 ml 1 Tubo de ensaye PROCEDIMIENTO En el vaso de pp. Colocamos la sal e introducimos el termómetro, se anota la temperatura inicial Se agregan 5 ml de agua destilada, agitando ligeramente, tomando la temperatura final. Concluya. MATERIAL

REACTIVO (EXPERIENCIA N°3)

1 Vaso de pp. de 50 ml

5 g de lentejas de NaOH

1 Termómetro

30 ml de agua destilada

1 Pipeta graduada de 10 ml 1 Tubo de ensaye EXPERIENCIA N°3 Calor de solución negativo, al disolver NaOH en agua, se desprende una gran cantidad de calor. PROCEDIMIENTO: 1. En el vaso de precipitado colocamos NaOH e introducimos el termómetro dentro del vaso de pp., protegiendo este por el tubo de ensaye el cuál servirá de agitador. 2. Se agregan 5 ml de agua destilada, agitando ligeramente, tomando la temperatura inicial y final. Concluya con sus observaciones.

CUESTIONARIO:

1. Cuáles son las unidades de energía conocida

La unidad de energía definida por el Sistema Internacional de Unidades es el julio, que se define como el trabajo realizado por una fuerza de un newton en un desplazamiento de un metro en la dirección de la fuerza, es decir, equivale a multiplicar un Newton por un metro. Nombre

Abreviatura

Equivalencia en julios

Caloría

Cal

4.1855

British Termal Unit

BTU

1 055.5555

Ergio

Erg

1x10-7

Foot pound

Ft lb

1.35581

2. Defina la ley de Hess Ley de Hess, ley que afirma que la variación de entalpía asociada a una reacción química es la misma tanto si la reacción se verifica en una sola etapa, como si tiene lugar en varias; sólo depende del estado inicial y del estado final del sistema reaccionante, y no de los posibles estados intermedios. 3. Como podemos determinar la variación de calor desarrollado en una reacción Para determinar la variación de entalpía de una reacción que sea difícil de llevar a cabo en una sola etapa. En estas circunstancias se pueden tratar las ecuaciones termoquímicas (ecuaciones químicas en las que se específica el intercambio energético) como ecuaciones algebraicas; estas ecuaciones permiten hallar el valor de la entalpía de reacción correspondiente tras sumarlas o restarlas, multiplicadas en todo caso previamente por algún número, de forma que se puedan cancelar algunos términos y dar lugar a la ecuación termoquímica deseada. 4. Defina calorimetria y termoquímica. La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. La calorimetría indirecta calcula el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno. donde ΔU = cambio de energía interna El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado:

Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpía. 1

La termoquímica es una subdisciplina de la fisicoquímica que estudia los cambios de calor en procesos de cambio químico, como lo son las reacciones químicas. Se puede considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien puede considerarse que se producen a volúmen constante (el del receptáculo donde se estén realizando). Tratándose de intercambios de calor a presión constante, la magnitud característica de la termoquímica es el incremento de entalpía, es decir, la variación de calor que se dará en el paso de reactivos a productos. Existen dos procesos involucrados en el estudio de la termoquímica, •

Proceso a presión constante

El calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción.

•

Proceso a volumen constante

El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción.

5. Diga los nombres de los diferentes calores de reacción y defínalos CALOR DE FORMACIÓN: El calor de formación Δ Hf de una sustancia química representa la energía liberada o consumida durante la formación de dicha sustancia, en condiciones normales, a partir de los elementos que la constituyen. Si en tales condiciones se consideran nulos los contenidos energéticos H de los elementos, el calor de formación Δ H f de un compuesto coincide con su contenido energético o entalpía.

6. ¿Qué es la termoneutralidad de las soluciones salinas?

En solución infinitamente diluida los electrolitos se encuentran totalmente disociados y los iones tan alejados que las interacciones 1

http://es.wikipedia.org/wiki/Calorimetr%C3%ADa

entre ellos son despreciables, por lo que es de esperar que al mezclar soluciones infinitamente diluidas de electrolitos que no forman sustancias no disociadas o poco solubles, no ocurra efecto térmico alguno, o sea, que el valor de ∆ H de mezcla correspondiente sea cero. Así, al mezclar soluciones diluidas de KNO3 y NaBr, si las soluciones son suficientemente diluidas, no se observaría efecto térmico alguno. Lo anterior puede expresarse como: KNO3(aq) + NaBr(aq) = NaNO3(aq) + KBr(aq)

DH = 0

En realidad, la ecuación química antes formulada, no implica reacción química alguna, como se evidencia de la formulación iónica correspondiente: K+(aq)+NO3-(aq) + Na+(aq)+Br-(aq) = Na+(aq)+NO3-(aq) + K+(aq)+Br-(aq) DH =0 Los productos y los reaccionantes son idénticos y el proceso no es más que la dilución de una solución en otra y, según se sabe, si las soluciones son suficientemente diluidas no habrá efecto térmico alguno asociado a su dilución. Lo anterior constituye el llamado principio de termoneutralidad de las soluciones salinas, que establece que: Las soluciones diluidas de sales neutras de ácidos y bases fuertes pueden mezclarse sin absorción ni liberación de calor.

7. Escriba la ecuación termoquímica que se lleva a cabo en cada una de las experiencias de está práctica.

Experiencia N°1

Ecuación termoquímica

H2SO4+ H2O→

Experiencia N°2

NH4NO3 +H2O→ NH4OH+ HNO3

Experiencia N°3

2 NaOH+ 2H2O→ 2Na(OH)+ 4H2O

OBSERVACIONES Experimento 1 *En este primer experimento, se realizo la adición de 6 ml de H2SO4, a 1 ml de agua destilada, se agitó ligeramente, después de esto se realizó la Introducción de la ampolleta de éter etílico en el vaso de precipitado, en el momento en el que se acercó el poder calorífico de la flama del cerillo, se generó una reacción exotérmica, de forma violenta genera una pequeña explosión.

OBSERVACIONES Experimento 2 *Partiendo de la colocación de 5 gr de sal de NH4NO3, donde primeramente se introduce el termómetro, después de eso se tomó la temperatura inicial que fue de 28°C, después se agregaron 5 ml de agua destilada donde se generó una reacción endotérmica, en la técnica se giro lentamente, se tomó su temperatura final donde se obtuvo 17°C

OBSERVACIONES Experimento 3 En esta experimentación primeramente se colocan 5 gr de NaOH, posteriormente se introdujo el termómetro para tomar la temperatura inicial que fue de 29°C, cuando se agregaron los 5 ml de agua destilada, se generó desprendimiento de calor, esto generó un incremento considerable de la temperatura, hasta registrar una temperatura final de 46°C.

CONCLUSIONES Esta práctica tenía como objetivo conocer y realizar de manera práctica aquellas reacciones que generan calores de reacción, en este caso se analizaron los tipos de reacciones por generación de calor de tal manera que se pudiera identificar si era exotérmica o endotérmica. En el primer experimento en el que participaron ácido sulfúrico y agua se provocó una reacción exotérmica esto es por que matemáticamente el valor de la diferencia de la entalpía fue negativo, lo cuál basándose en la ley de Hess se confirmó esta experiencia, además de que se observó el potencial calorífico de la reacción al generar una pequeña explosión. La segunda experiencia se trató de identificar el tipo de reacción térmica que acontecía cuando se mezclaron 5 gr de NH 4NO3, cuando se agregaron 5 ml de agua destilada, el fenómeno que sucedió fue una reacción endotérmica, lo cuál provocó un decremento en la temperatura de la solución, la temperatura inicial fue de 28°C y la temperatura final de 17°C. La tercera experiencia trajo consigo el uso del NaOH donde se generó de la misma manera que la sosa caústica, una reacción exotérmica que se generó al agregar 5 ml de agua destilada, este fundamento se repitió para bases y ácidos, la temperatura inicial fue de 29°C y la final de 46°C con lo que se confirmó la validez de este principio.

BIBLIOGRAFICA http://www1.uprh.edu/inieves/calorimetria_conf.pdf http://www.pdfcoke.com/doc/3429680/Smith-McCabe-08-Cristalizacion CASTELLAN es.geocities.com/todolostrabajossallo/fico2.pdf

UNIVERSIDAD VERACRUZANA Facultad de Ciencias Químicas Ingeniería Química Coatzacoalcos Veracruz

PROFESOR: ING. QUIMICO: Angela Culebro Tadeo.

ASIGNATURA: Fisicoquimica

INTEGRANTES: • • • • •

Zurita Mendez Matilde Yazmin(S07016523). Wandestrand Trujillo Victor Hugo(S07013234). Vazquez Ulloa Guillermo(S07013287). Mejia Cordero Julio Cesar(S07013300). Cordova Jauregui Heleodoro(S07013276).