Cinetica Quimica

Objetivos:

-Estudiar en el laboratorio procesos físicos y químicos en los cuales se producen cambios térmicos.

-Aplicar las nociones de termodinámica para el cálculo del calor de fusión del hielo y la verificación de la ley de Hess.

Metodología y materiales

Según guía de trabajo práctico de laboratorio de la unidad 5 de Química General e Inorgánica I, incisos 5.3.2 y 5.3.3

Determinación de la constante del calorímetro

La experiencia se realiza por duplicado y se obtiene una constante promedio. Para ello se coloca una masa conocida de agua a aproximadamente 50°C en un calorímetro y pasados 6 minutos se le agrega otra masa de agua conocida a temperatura ambiente. Utilizando la siguiente fórmula se determina la constante del calorímetro:

m1.Cp.(Tf-T1)+Ck.(Tf-T1)+m2.Cp.(Tf-T2)=0 (1)

Gráfico 1: temperatura en función del tiempo del agua dentro del calorímetro de la experiencia 1

Gráfico 2: temperatura en función del tiempo del agua dentro del calorímetro de la experiencia 2

Ck1 = (59,6 ± 2,1) J.K-1

Ck2 = (52,5 ± 2) J.K-1

Ck promedio = (56,1 ± 4,1) J.K-1

Determinación del calor de fusión del hielo

Utilizando el calorímetro al cual le calculamos su constante, se introduce una cantidad de agua conocida y se espera a que el sistema se equilibre térmicamente. A continuación se introduce una masa de hielo también conocida y se estudia cómo varía la temperatura del sistema en función del tiempo, siguiendo el siguiente ciclo y la ecuación resultante del mismo:

Ti H2O (l) + H2O (s) ∆Htotal=0 H2O (l)

n. ∆Hf

+Ck.∆T

m.cp. ∆T1

Ti H2O (l) + H2O (l)

m.Cp. ∆T2

Diagrama 1: ciclo temodinámico de fusión del agua

Como el termo es un instrumento adiabático, puede decirse que Q=0 y que ∆Htotal=Q, porque se trabaja a presión constante (el termo se encuentra tapado). Por lo tanto ∆Htotal=0.

∆Htotal = 0 = n. ∆Hf + m. cp. ∆T + m2.cp.∆T2 + ck. ∆T (2)

∆Hf= 5,5 Kj

Aplicación de la ley de Hess

Aquí se comparará y analizará la cantidad de calor desarrollada en tres procesos experimentales:

Disolución de NaOH(s) en agua (∆H1)

Ti NaOH(s) + H20(l) Na+(aq) + OH-(aq) Tf ∆T=2,1K

∆Htotal=0

n.∆H1 dis m.Cp.∆T+ Ck. ∆T

Ti Na+(aq) + OH-(aq)

Diagrama 2: ciclo termodinámico de la disolución de NaOH(s) en agua

∆Htotal= 0 = n.∆H1 dis + m.Cp.∆T+ Ck. ∆T (3)

∆Hdis= (-40,2 ± 0,05)Kj

Grafico 3: Temperatura en funcion del tiempo de la solucion1 dentro del calorimetro

Disolución de NaOH(s) en HCl(aq) (∆H2)

Ti NaOH(s) + HCl(aq) H20(l)+ Na+(aq) + Cl-(aq) Tf ∆T=4,1K

∆Htotal=0

n.(∆Hdis+∆Hneu) m.Cp.∆T+ Ck. ∆T

Ti NaCl(aq)

Diagrama 3: ciclo termodinámico de la disolución de NaOH(s) en HCl(aq)

∆Htotal = 0 = n.(∆Hdis+∆Hneu)+ m.Cp.∆T + Ck. ∆T (4)

∆Hdis= (-101,4 ± 0,07)Kj

Grafico 4: Temperatura en funcion del tiempo de la solucion2 dentro del calorimetro

Neutralización de de NaOH(s) con HCl(aq) (∆H3)

Ti Na+(aq) + OH-(aq) + HCl(aq) H20 (l) + Na+(aq) + Cl-(aq) Tf ∆T=2,9K

∆Htotal=0

n.∆H3 neu m.Cp.∆T+ Ck. ∆T

Ti H20 (l) + Na+(aq) + Cl-(aq)

Diagrama 4: ciclo termodinámico de la neutralización de NaOH(s) con HCl(aq)

∆Htotal = 0 = n.∆H3 neu + m. .Cp.∆T+ Ck. ∆T (5)

∆Hneu= (-55,04 ± 0,06)Kj

Grafico 5: Temperatura en funcion del tiempo de la solucion3 dentro del calorimetro

Comprobación de la Ley de Hess:

ΔH2 = ΔH1 + ΔH3

ΔH1 = NaOH (s) + H2O(l) Na+ (aq) + OH- (aq) + Q1

+

ΔH3 = NaOH (s) + H+ (aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+ (aq) + Cl-(aq) + Q2

ΔH2 = Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl-(aq) H2O + Na+ (aq) + Cl-(aq) + Q2

∆H2= ∆H1 + ∆H3

-101,40Kj = -95,24Kj

Discusión

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