PRACTICA CALOR DE REACCIÓN.

1. RESUMEN

En la práctica no.2 “calor de reacción”,  se determinó  el calor de neutralización entre acido clorhídrico (HCl) y el  hidróxido de sodio (NaOH); así como la capacidad calorífica del calorímetro fabricado.

Se colocó un vaso de poliestireno expandido dentro de un beacker aislando el espacio entre estos usando algodón. Se agrego agua a temperatura ambiente y posteriormente a temperatura de ebullición dentro del calorímetro, se midieron ambas temperaturas y se determinó la capacidad calorífica de este. Se preparo solución de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio, se midió su temperatura en el ambiente, posteriormente se vertieron ambas sustancias dentro del calorímetro y se midió su temperatura después de la reacción.

Se determino la capacidad calorífica del calorímetro Ccal Promedio = 0.0351 kJ/C, así como el calor de neutralización experimental de las sustancias antes mencionadas,  qrxn Promedio = -52.4686 kJ/mol  y mediante el cálculo de entalpias qteo = -56.13 kJ/mol, teniendo un porcentaje de error del 6.52%.

Las condiciones en las que fue realizada dicha práctica fueron de 23 oC, y bajo una presión  de 640 mmHg.

1. OBJETIVOS

1. Objetivo General:

1. Determinar la capacidad calorífica del calorímetro construido y el calor  de reacción de una neutralización entre un ácido y una base.

1. Objetivos Específicos:

1. Construir y conocer el funcionamiento básico de un calorímetro.

1. Conocer las características de una reacción de neutralización.

1. Analizar los datos obtenidos a través de un diagrama entálpico.

1. MARCO TEÓRICO

Podemos determinar la magnitud del flujo del calor, midiendo la magnitud del cambio de temperatura. La medición del flujo de calor se conoce como calorimetría. El cambio de temperatura que experimenta una sustancia cuando absorbe cierta cantidad de calor se determina mediante su capacidad calorífica.

1. Capacidad calorífica:

Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de sustancia. A mayor capacidad calorífica, mayor es el calor requerido para producir un incremento en la temperatura. Es una propiedad extensiva.

1. Calor específico: 

Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia. Sus unidades son J/g*oC. Es una propiedad intensiva.

El calor específico Ce, de una sustancia, puede determinarse experimentalmente, midiendo el cambio de temperatura, que experimenta una masa conocida, de la sustancia cuando gana o pierda una cantidad específica de calor:

Ce = [pic 1]

Donde:

Ce = calor específico (J/g*oC)

 q = cantidad de calor transferido (J)

m = gramos de sustancia (g)

AT= cambio de temperatura (oC)

Reacomodando la ecuación tenemos:

q = Ce * m * AT

Por lo tanto podemos calcular la cantidad de calor que una sustancia ha ganado o perdido utilizando su calor específico junto con la masa medida y el cambio de temperatura.

Un cambio de temperatura en kelvin es igual, en magnitud, al cambio de temperatura en grados Celsius: AT en K = AT en oC.

3.3  Sistema y Entornos

Cuando se estudia el cambio de energía que acompaña a una reacción química en el laboratorio  los reactivos y productos constituyen el sistema, el recipiente y todo lo demás se considera el entorno. Los sistemas pueden ser abiertos, cerrados o aislados.

3.3.1 Sistema abierto: es aquél en el que la materia y la energía pueden intercambiarse con su entorno. Una olla con agua hirviendo en una estufa, sin su tapa, es un claro ejemplo de esto, el calor entra al sistema a través de la estufa y el agua se libera en forma de vapor.

3.3.2  Sistema cerrado: puede intercambiarse energía, pero no materia. Por ejemplo una mezcla de gas hidrogeno  H2 y oxigeno O2 en un cilindro, si estos reaccionan para formar agua, se libera energía. La forma química del sistema es modificada por la reacción pero no ha perdido ni ganado masa.

3.3.3 Sistema aislado: es aquel en el que no hay intercambio de energía ni de materia con el entorno. Un termo aislado que contiene café caliente es parecido a un sistema aislado.

3.4 Calor de Reacción

En un sistema termodinámico cerrado en el que tenga una reacción:

aA + bB = cC + dD

Se produce una rotura de enlace y formación de otro, por lo que habrá una variación de la energía interna del sistema.

Las reacciones químicas van acompañadas de cambios de energía que, generalmente,  corresponden a la absorción o desprendimiento de calor. Las reacciones químicas como las de combustión en las que se produce desprendimiento de calor reciben el nombre de exotérmicas. Los procesos en los que el sistema absorbe calor, como la fusión del hielo, son endotérmicos.  

La cantidad de calor absorbido o desprendido en cualquier proceso físico o químico depende de las condiciones experimentales en que se efectúe el proceso. Los dos casos más frecuentes son procesos a presión constante (reacciones en recipiente abierto, P = 1 atm) o procesos a volumen constante (reacciones en recipiente cerrado herméticamente, ΔV = 0).  

La magnitud termodinámica utilizada para expresar el calor liberado o absorbido por una reacción química cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante, q, se denominada entalpía, H. Por convenio el calor absorbido por el sistema  tiene valor positivo y el liberado valor negativo.

Por tanto:

Para reacciones endotérmicas: ΔH = q p > 0

Para reacciones exotérmicas: ΔH = q p < 0

Referencia: BROWN, Theodore. Química “La ciencia Central”. University of Illinois at Urbana-Champaing. García Hernández, Ana Elizabeth, Traducido del Inglés. 12ª edición. Editorial Pearson; México, 2013. 177-183 págs.

3.5 Cambio de Entalpía

Como la variación de entalpía de una reacción química depende de la presión, temperatura y cantidad de materia, resulta útil especificar unas condiciones estándar de referencia. La entalpía estándar de una reacción, ΔH°, es la variación de entalpía de dicha reacción cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar. Una sustancia está en su estado estándar cuando se encuentra a una P = 1 atm y a una temperatura especificada que, normalmente se escoge como 25 °C. Si se trata de sustancias en disolución se refiere a  ∆H° f, es el cambio de entalpía cuando se forma 1 mol del compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable en  una concentración 1M.

El cambio de entalpía estándar de cualquier reacción se puede calcular fácilmente a partir de las entalpías estándar de formación de los reactivos y productos de la reacción:

[pic 2]

(Referencia: Chang,   Raymond, “Química”. Decima Edición,  McGraw Hill. México. 2010. Capítulo 6, 252-256 págs.)

1. MARCO METODOLÓGICO

4.1 Reactivos:

• Ácido Clorhídrico (HCL). (30mL)
• Hidróxido de sodio (NaOH). (30mL)

4.2 Cristalería y Equipo:

• 1  beacker de 400 mL.
• 2  probetas de 100 mL.
• 2  balones aforados de 100 mL.
• Balanza
• Pipeta
• 1  varilla de agitación
• 2  beacker de 100 mL.
• 1  termómetro.
• 1  vidrio de reloj.

1. Algoritmo de Procedimiento

4.3.1 Se colocó  un vaso de duroport dentro de un beacker de 400 mL.

4.3.2 El espacio vació que quedo entre el vaso y el beacker fue aislado  utilizando algodón.

1. Sobre la tapa del vaso se realizaron dos orificios, en uno se colocó el termómetro y en el otro un agitador (pajilla).
2. Se colocaron 20 mL de agua en el calorímetro y se midió su temperatura.
3. Se calentaron 60 mL del mismo líquido a temperatura de ebullición, se midió su temperatura y se vertió dentro del calorímetro, permitiéndose que alcanzara su equilibrio térmico. Se volvió a medir su temperatura.
4. El mismo procedimiento se repitió dos veces y se realizaron los cálculos necesarios para poder determinar la capacidad calorífica del calorímetro.
5.  En un balón aforado se prepararon 100 mL de solución de  HCl a 1 M. Esto dentro de la campana de extracción.
6. Se prepararon 100 mL de solución de NaOH en otro balón. Para poder prepararla se agrego agua al beacker en donde se disolvería el NaOH.
7. Se midió la temperatura de ambas soluciones, comprobándose que fueran las misma y de lo contrario se espero a que adquirieran la del ambiente.
8. Ambas soluciones se vertieron rápidamente dentro del calorímetro. Esté se tapo y se agito suavemente.
9. Se midió la temperatura alcanzada durante la reacción. Para dicho procedimiento se realizaron dos repeticiones.

4.4 Diagrama de Flujo I[pic 3]

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4.5 Diagrama de Flujo II[pic 28]

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1.  RESULTADOS

Tabla No I.    Capacidad Calorífica

(Fuente: Datos Calculados)

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