Determinación de entalpía de la reacción

Informe N°3

Tema: Determinación de la entalpía de reacción

Curso: Fisicoquímica

Integrantes:

• Joaquin Laurente Martell

2021

Objetivos: 

• Mediante los experimentos y ecuaciones, saber cómo determinar la entalpía en una reacción exotérmica.
• Mediante los experimentos y ecuaciones, saber cómo determinar la entalpía en una reacción endotérmica.

Introducción teórica:

En esta práctica experimental, se busca trabajar y conocer más acerca de los distintos métodos para medir la entalpía de reacción, la cual es muy importante saber porque indica las variaciones de energía que un sistema llega a tener dependiendo de las condiciones a las que se encuentre.

Parte experimental:

Determinación de la entalpía de una reacción exotérmica

Ensayo 1: Experimental[pic 1]

Materiales:

Para este ensayo necesitaremos bicarbonato de sodio, dos limones, un vaso, una cucharita y un termómetro.

[pic 2]

                                                                                                      Procedimiento:

Posteriormente colocaremos el jugo de los limones en el vaso (10ml), mediremos la temperatura (To).

[pic 3]

Luego colocaremos la cucharita rasa (8g) de bicarbonato, agitamos el vaso para homogeneizar y medir la temperatura (Tf).

Después de evaluar las temperaturas tendremos que la To que proviene   de sólo el jugo de limón es 19ºC y posteriormente la Tf determinada por el jugo de limón con bicarbonato resulta en 21ºC.

Determinamos la entalpía de reacción considerando a Cp=1

∆H = [pic 4]

Sabemos que:

• Peso molecular de bicarbonato de sodio (NaHCO3) es: 84.007 g/mol
• Peso molecular de ácido cítrico es: 192.124 g/mol

Para calcular el debemos saber también el peso del ácido cítrico, después averiguar y sumar el número de moles de cada uno.[pic 5]

• Peso de bicarbonato de sodio: 8g
• Peso de ácido cítrico: 10ml * densidad ➡️10ml * 1.66 g/cm^3 ➡️16.6g

El número de moles es igual a: m/M

• Reemplazamos en ambos casos y tendremos: 0.095 y 0.086
• será igual a 0.095 + 0.086 = 0.181[pic 6]

Reemplazamos en la fórmula:

∆H = 0.181*1*(19-21)

∆H = -0.362

Conclusiones:

Como podemos apreciar la reacción instantánea de la mezcla produce una espuma y a su vez un ligero sonido que se podría contemplar si se está cerca al ensayo, esta reacción química cómo sabemos produce dióxido de carbono. Por otro lado la entalpía resultante de la reacción es -0.362

Ensayo 1: Análisis visual

Video 1: Termoquímica: determinar la entropía de reacción entre el zinc metálico y el sulfato cúprico.

Materiales: 

• 2 termos (A y B)
• Balanza
• 2 termómetros (que se ajustan a los termos)
• Un termómetro individual
• 2 vasos de precipitado
• Un vidrio de reloj
• Una espátula
• Agua destilada
• Zinc
• Cu SO4

Procedimiento: 

El procedimiento consta de dos partes, en la primera parte se determina la constancia del calorímetro, para esto se usan los dos vasos de precipitado, esto consiste en pesar una cantidad de agua (que llegue a 100g). Después de pesar el agua se colocan los vasos en distintas temperaturas, uno a 30° en el termo que se eligió como calorímetro, al echar el agua se cierra y se agita suavemente, luego se calcula la T°. Con el otro vaso, se calienta a 50°, introduciendolo en el otro termo, y se realiza la misma operación. Se anotan las temperaturas del termo A y B. Muy velozmente se mezclan los dos termos, se agita y se espera que la temperatura tenga un valor constante y se apunta la T°. Luego se calibran los termómetros, se introducen en el vaso de precipitado y se anota cuánto sale. La segunda parte de la práctica consiste ya en la determinación del calor de reacción entre el sulfato cúprico y el zinc en polvo, se hace una disolución del sulfato cúprico y se pesa después de agregar el agua. Debe estar totalmente disuelto. Dicha disolución se calienta a unos 30° y se agrega al termo A, se hace el mismo procedimiento anterior y se mide la temperatura. Luego se pesa el zinc en el vidrio de reloj, y después se añade al calorímetro (termo A), y se anota. Para comprobar, se filtra para ver la eliminación del azul del sulfato de sobre.

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