Determinación de la entalpía de reacción

DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE HIDRATACIÓN DE UNA SAL ANHIDRA.

Conceptos relacionados

Primera ley de la termodinámica, entalpía de disolución, energía reticular, solvatación de iones, capacidad calorífica, ley de Hess.

Objetivos

(a) Determinar las entalpías de disolución del sulfato de cobre(II) pentahidratado y del sulfato de cobre(II) anhidro:

(1) CuSO4.5H2O (s) → Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 5 H2O (l)

(2) CuSO4 (s) → Cu2+(aq) + SO42-(aq)

(b) Mediante la ley de Hess, calcular la entalpía de hidratación del sulfato de cobre(II) anhidro:

(3) CuSO4 (s) + 5 H2O (l) → CuSO4.5H2O (s)

Fundamento teórico

Cuando un electrolito se disuelve en agua, se producen dos procesos: la destrucción de la red cristalina (endotérmico) y la hidratación de los iones (exotérmico). Dependiendo del tipo de red y del tamaño y cargas de los iones, la entalpía de disolución resultante puede ser positiva o negativa. Si el proceso de disolución tiene lugar en un calorímetro a presión constante, el calor de disolución q produce un cambio de temperatura en el sistema, ΔT, verificándose que

q + ΔHsist = 0

ΔHsist = Csist ΔT

siendo ΔHsis el cambio de entalpía del sistema (el calorímetro más la disolución)), cuya capacidad calorífica es Csist = m cp + C, siendo m la masa de la disolución (agua + soluto), cp su calor específico (prácticamente igual al del agua, 4.184 J K-1 g-1) y C la capacidad calorífica del calorímetro vacío.

Si la cantidad de electrolito disuelto es n, la entalpía de disolución es

ΔH = q/n

Material y productos

Vaso calorimétrico, agitador magnético, sonda y medidor de temperatura (precisión 0.01K), 1 vaso de 500 mL, placa calefactora, termómetro, probeta de 500 mL, pesasustancias.

CuSO4.5H2O y CuSO4 anhidro.

Procedimiento

1.- Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro

Introducir el termómetro en el calorímetro vacío y anotar la temperatura, T1.

Calentar 500 ml de agua hasta una temperatura de unos 10 a 15 ºC por encima de la

temperatura del calorímetro. Medir la temperatura T2 del agua con la sonda térmica y

echar el agua en el calorímetro. Taparlo y agitar suavemente hasta que se establezca el

equilibrio térmico (temperatura T3).

2.- Calor de disolución del sulfato de cobre(II) pentahidratado.

Poner en el vaso calorimétrico 500 ml de agua. Cerrar y esperar a que se

establezca el equilibrio térmico. Anotar la temperatura, T1, y cambiar el medidor de

temperatura a ΔT. Añadir 25.0 g de CuSO4.5H2O, tapar y agitar suavemente. Anotar el

incremento de temperatura cuando se alcance el equilibrio térmico.

3.- Calor de disolución del sulfato de cobre(II) anhidro.

Proceder del mismo modo que en el caso anterior, pero añadiendo 16.0 g de

CuSO4 anhidro en lugar del sulfato de cobre pentahidratado.

DATOS Y RESULTADOS

1. Capacidad calorífica del calorímetro.

Con los datos obtenidos en el apartado 1 del procedimiento, se calcula la capacidad calorífica C

del calorímetro mediante la ecuación

C (T3 – T1) + m cp (T3 – T2) = 0

siendo m la masa de agua y cp su capacidad calorífica (4.184 J K-1 g-1).

2. Entalpías de disolución del CuSO4.5H2O y del CuSO4 anh.

Calcular las entalpías de disolución, ΔHd, de ambas sales, disponiendo los datos experimentales

y los resultados en una tabla:

Disolución T1 ΔT ΔHsist ΔHd / kJ mol-1

CuSO4.5H2O

CuSO4 anh.

3. Cálculo de la entalpía de hidratación

Mediante la ley de Hess, calcular la entalpía de hidratación, ΔHh, del sulfato de cobre(II)

anhidro a partir de las entalpías de disolución calculadas

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