Primera práctica. Termodinámica.

QUÍMICA EN LA INGENIERÍA LABORATORIO

MEMORIA PRÁCTICA 1 – TERMODINÁMICA

COMPONENTES:

• Silvia Estébanez Ruiz
• Diego Fernández Cheliz
• Clara Fernández Perrote

ÍNDICE DE LA PRÁCTICA

1. Fundamento de la práctica.
2. Material y reactivos.
3. Fundamento teórico.
4. Método experimental:

 

1. Determinación experimental de la capacidad calorífica del calorímetro.
2. Determinación experimental de calores de neutralización. Reacciones a presión constante:

1. Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte.
2. Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte.
3. Reacción de neutralización de un ácido fuerte por una base débil.

3. Determinación experimental del calor de disolución del cloruro de amonio.
4. Aplicación de la ley de Hess para calcular para la reacción de descomposición del cloruro de amonio.

 

5. Cálculos, gráficas de la práctica y posibles observaciones.
6. Posibles errores.

1. FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

En esta experiencia vamos a medir la cantidad de calor que se absorbe o se desprende en reacciones que tienen lugar en disolución acuosa.

Para ello vamos a utilizar un calorímetro que es un vaso aislado térmicamente provisto de una tapadera a través de la cual se inserta un termómetro. La tapadera no cierra herméticamente a fin de que el contenido del vaso esté a presión constante (véase la figura). La cantidad de calor asociada a las reacciones químicas y a los cambios físicos se establece midiendo los cambios de temperatura de la disolución.

Realizaremos las siguientes pruebas, que ya las hemos señalado en el índice:

1.- Determinación experimental de la capacidad calorífica (o equivalente calorífico en agua) del calorímetro.

2.- Determinación experimental de la cantidad de calor desprendido en reacciones de neutralización:

- Neutralización de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de hidróxido de sodio.

- Neutralización de una disolución acuosa de ácido acético con otra de hidróxido de sodio.

- Neutralización de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de amoniaco.

3.- Determinación de la cantidad de calor absorbido al disolver cloruro de amonio sólido en agua.

4.- Finalmente utilizaremos algunos de los datos experimentales obtenidos para calcular, aplicando la ley de Hess, la cantidad de calor absorbida o desprendida en la reacción de descomposición del cloruro de amonio:

NH₄Cl (s) → NH₃(g) + HCl (g)

2. MATERIALES Y REACTIVOS

A continuación vamos a nombrar los materiales y reactivos que vamos a utilizar a lo largo de toda la práctica:

• Materiales:

• Calorímetro.
• Termómetro.
• Placa calefactora.
• Probeta.
• Dos vasos de precipitados

• Reactivos:
  

• Hidróxido de sodio NaOH (aq) 3M.
• Ácido clorhídrico HCl (aq) 3M.
• Ácido acético CH₃COOH (aq) 3M.
• Amoniaco NH₃ (aq) 3M.
• Cloruro de amonio (NH₄Cl) (s)

3. FUNDAMENTO TEÓRICO

Vamos a hacer un pequeño resumen teórico con todo lo que es necesario saber para poder resolver la práctica.

Las reacciones químicas van acompañadas de cambios de energía que, generalmente, corresponden a la absorción o desprendimiento de calor, como el calor es un tipo de energía en tránsito estaremos hablando de sistemas abiertos si existe una transferencia de materia y de energía y de sistemas cerrados si solo existe una transferencia de energía entre el sistema y sus alrededores; y finalmente de sistemas cerrados si no existe ningún tipo de transferencia entre el sistema y sus alrededores ni de materia ni de energía.

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).

Si queremos realizar un proceso a presión constante utilizaremos un calorímetro, mientras que si queremos hacer un proceso a volumen constante utilizaremos una bomba calorimétrica.

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, qp, se denominada entalpía, H. La entalpía es una función de estado, ¿qué quiere decir esto?, que es una propiedad que tiene un único valor definido cuando el estado del sistema está definido, entendiendo por un estado definido una situación de la que conocemos temperatura, presión y tipos y cantidades de sustancias que componen el sistema.

Por convenio el calor absorbido por el sistema tiene valor positivo y el liberado valor negativo. Por tanto;

Para reacciones endotérmicas: ΔH = qp > 0

Para reacciones exotérmicas: ΔH = qp < 0

En el laboratorio para medir el calor absorbido o desprendido en una reacción química se utiliza un recipiente llamado calorímetro.

Para las reacciones que tienen lugar a presión constante se usa un calorímetro formado por un vaso aislado térmicamente (vaso Dewar). Este tipo de calorímetro es útil para medir la cantidad de calor que se desprende en reacciones que tienen lugar en disolución acuosa tales como reacciones de neutralización ácido-base y calores de disolución. Midiendo los cambios de temperatura de la disolución se puede establecer la cantidad de calor asociado a la reacción química. Los cambios de temperatura dependen de la capacidad calorífica del calorímetro y de la capacidad calorífica del agua (o de su calor específico).

Capacidad calorífica y calor específico

Entendemos por capacidad calorífica como la cantidad de calor (energía) necesaria para modificar un grado la temperatura de un sistema. La capacidad calorífica depende de la cantidad de sustancia.

Si el sistema es un gramo de sustancia se utiliza el término de capacidad calorífica específica o más frecuentemente llamado calor específico.

La relación entre estas dos magnitudes es la siguiente igualdad:

Siendo:

q	Calor (energía)
C	Capacidad calorífica
∆T	Incremento o variación de temperatura

A su vez:

Es importante saber que la capacidad calorífica es el producto de la masa (m) por el calor específico(s), por tanto la fórmula que relaciona las dos magnitudes nos quedará finalmente.

Como ya hemos comentado antes:

• q > 0 se tratará de un proceso endotérmico.
• q < 0 se tratará de un proceso exotérmico.

El calor específico es una magnitud muy importante en Termoquímica, ya que si se conoce su valor y la cantidad de sustancia se puede determinar el calor absorbido o liberado en un proceso sin más que medir el cambio de temperatura.

Para algún apartado también tendremos que saber lo que es la ley de Hess.

La ley de Hess dice que si un proceso transcurre en varias etapas o pasos, la ∆H del proceso neto es la suma de todas las ∆H de las etapas individuales.

Sabeos que ΔH = qp (a P=cte.) y ΔE = qv (a V=cte.) pero ¿por qué?

Para saber el porqué de estas dos igualdades, vamos a fijarnos en los calores de reacción ∆H y ∆E.

Si tenemos un volumen constante, en una reacción química con solo trabajo de presión – volumen y realizada a volumen constante, en calor de reacción es igual a ∆E (energía interna); lo cual lo podemos deducir por el primer principio de la termodinámica que se basa en la ley de conservación de la energía: la energía ni se crea ni se destruye sólo se trasforma, y viene dado por:

Si el volumen es constante el ∆V = 0, por tanto demostramos que:

Para las reacciones a presión constante es más útil la función entalpía, definida como la enegía interna del sistema más el producto de la presión por la variación de volumen:

Por ello midiendo el calor absorbido o liberado en una reacción química se pueden determinar los valores de entalpía y de energía interna. La ley de Hess es especialmente útil para calcular cambios de entalpía para reacciones en las que resulta difícil su determinación experimental. Veamos un ejemplo:

La entalpía de combustión del carbono para dar dióxido de carbono es de -395,5 kJ/mol, y la entalpía de combustión del monóxido de carbono para dar dióxido de carbono es de -283,0 kJ/mol. Calcular la entalpía de combustión de carbono para dar lugar a monóxido de carbono.

(a) C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHao = -393,5 kJ/mol

(b) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔHbo = -283,0 kJ/mol

(c) C(s) + ½O2(g) → CO(g) ¿ΔHco?

Acomodamos las reacciones (a) y (b) para obtener una ecuación termoquímica igual a (c):

(a) C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHa = -393,5 kJ/mol

(-b) CO2(g) → CO(g) + ½ O2(g) ΔHb = +283,0 kJ/mol

C(s) + ½O2(g) → CO(g) ΔHo = -110,5 kJ/mol

Como la variación de entalpía de una reacción química depende de la P, T y cantidad de materia, resulta útil especificar unas condiciones estándar de referencia. La entalpía estándar de una reacción, ΔHº, 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 T especificada que, normalmente se escoge como 25 °C.

Si se trata de sustancias en disolución se refiere a una concentración 1M. La entalpía estándar de formación de un compuesto, ΔHºf, es el cambio de entalpía cuando se forma 1 mol del compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable en condiciones estándar. Por definición la ΔHºf de la variedad más estable de un elemento en su estado estándar es cero.

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:

1. MÉTODO ESPERIMENTAL

Cuando se lleva a cabo una reacción exotérmica en un calorímetro el calor liberado en la reacción es absorbido parte por el agua (elevándose su temperatura) y parte por las paredes del calorímetro. La cantidad de calor que absorbe el calorímetro se expresa como su capacidad calorífica o equivalente de agua, eqc. Esto se refiere a la cantidad de agua que absorbería la misma cantidad de calor que el calorímetro por el cambio en un grado de temperatura. El equivalente de agua de un calorímetro se determina experimentalmente y su valor es una constante para todos los experimentos efectuados en el calorímetro.

 

1. DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO.

Medir con una probeta 100 mL de agua a temperatura ambiente y verterlos en un vaso de precipitados. Anotar dicha temperatura, Tf, y añadir el agua al calorímetro. Calentar en un vaso de precipitados otros 100 mL de agua hasta una temperatura Tc, aproximadamente treinta grados por encima de la anterior, apuntar la temperatura y añadirlos al calorímetro. Anotar el tiempo y agitar suavemente el calorímetro con movimientos circulares. Apuntar los valores de temperatura a intervalos de un minuto durante cinco minutos.

Representar gráficamente las temperaturas obtenidas frente al tiempo, ajustando los puntos obtenidos a una línea recta. Para determinar la temperatura de la disolución To en el instante de la mezcla (t = 0), hay que extrapolar a tiempo cero.

 

El calor ganado por las paredes del calorímetro viene dado por:

La cantidad de calor transferida se expresa en función de la cantidad de agua, m, el cambio de temperatura, ΔT y el calor específico del agua, c. El calor específico de una sustancia se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de dicha sustancia en 1K (o en 1°C). Se expresa en J/K·g o en cal/K·g. Para el agua, cagua = 1 cal/g·K = 4,184 J/g·K. Por tanto,

De donde la capacidad calorífica del calorímetro, o equivalente calorífico en agua del calorímetro viene dado por:

Donde T₀ ha sido calculada gráficamente.

 

Donde T₀ ha sido calculada gráficamente.

1. DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE CALORES DE NEUTRALIZACIÓN. REACCIONES A PRESIÓN CONSTANTE:

Cuando se lleva a cabo una reacción de neutralización en un calorímetro mezclando una disolución de un ácido con otra de una base, el calor liberado en la reacción de neutralización es absorbido por el agua (que aumenta su temperatura) y por las paredes del calorímetro.

1. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE.

 

- Medir 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 3M y anotar su temperatura.

- Medir 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico 3M y anotar su temperatura.

- Añadir, simultáneamente, ambas disoluciones al calorímetro.

- Cerrar el calorímetro, agitar suavemente y anotar la temperatura a intervalos de 1 minuto, durante cinco minutos, manteniendo la agitación todo el tiempo.

- Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To.

- Suponiendo que la densidad de la mezcla de reacción es aproximadamente 1 g/cm3 y que su calor específico se aproxima a 1 cal/g·K, calcular el calor de neutralización (en KJ/mol) para la reacción de neutralización efectuada:

NaOH (aq) + HCl (aq) Na⁺ (aq) + Cl^- (aq) + H₂O (l)

ó

OH- (aq) + H+ (aq) H₂O (l)

2. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL CON UNA BASE FUERTE.

Repetir el proceso del apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 3M y 50 mL de una disolución de ácido acético 3M.

Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To. Calcular la entalpía de neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada.

NaOH (aq) + CH₃COOH (aq) CH₃COO^- (aq) + Na⁺ (aq) + H₂O (l)

3. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE POR UNA BASE DÉBIL.

Repetir el proceso del apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico 3M y 50 mL de una disolución de amoniaco 3M.

Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To. Calcular la entalpía de neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada.

NH₃ (aq) + HCl (aq) NH₄⁺ (aq) + Cl^- (aq)

2. DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL CALOR DE DISOLUCIÓN DEL CLORURO DE AMONIO.

- En una balanza de precisión pesar entre 10 y 11 gramos de NH4Cl sólido, y anotar la masa de la muestra.

- Medir 50 mL de agua destilada, anotar su temperatura y añadirlos al calorímetro.

- Añadir el NH4Cl sólido al calorímetro. Agitar vigorosamente y anotar la temperatura a intervalos de 1 minuto. Comprobar que todo el sólido se ha disuelto antes de realizar la primera medida de temperatura.

- Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To.

- Calcular el calor de disolución en KJ/mol,

NH₄Cl (s) + H₂O (l) NH₄⁺ (aq) + Cl^- (aq)

3. APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS PARA CALCULAR PARA LA REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL CLORURO DE AMONIO.

NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)

Datos necesarios:

A1: Valor experimental de ΔH determinado para: NH₃(ac) + HCl(ac) → NH₄⁺(ac) + Clˉ(ac)

A2: Valor experimental de ΔH determinado para: NH₄Cl(s) + H₂O(l) → NH₄⁺(ac) + Clˉ(ac)

A3: ΔH3 = -34.640 J/mol, para: NH₃(g) + H₂O(l) → NH₃(ac)

A4: ΔH4 = -75.140 J/mol, para: HCl(g) + H₂O(l) → HCl(ac)

2. CÁLCULOS, GRÁFICAS DE LA PRÁCTICA Y POSIBLES OBSERVACIONES

 

1. DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO

Gráfica para determinar T₀:

T₀ = 38.5 ºC

 

 

Cálculos:

V(agua fría) = 100 mL	T(agua fría) = 23.3 ºC = 296.3K	V(agua caliente) = 100 mL	T(agua caliente) = 54.3 ºC = 327.3 K
T(1 min) = 38.2ºC		T(2 min) = 37.9ºC
T(3 min) = 37.6ºC		T(4 min) = 37.3ºC
T(5 min) = 37ºC		To = 38.5ºC = 311.5 K
qcedido=(m.caliente)(ce)(tc-to)= 6604,4 J
qganado=(m.frio)(ce)(tc-to)=6353,6 J
qcalorimetro= qcedido-qganado= 250,8
eqc= 16,51 J/K

1. DETERMINACIÓN DE LAS ENTALPÍAS DE NEUTRALIZACIÓN

1. Reacción de neutralización de NaOH (aq) con HCl (aq)

Gráfica para determinar T₀:

T₀ = 44.25 ºC

 

 

 

Cálculos:

Reacción: NaOH (ac) + HCl (ac) Na+ (ac) + Cl – (ac)
VNaOH = 50 mL	TNaOH = 24.1ºC = 297.1 K	VHCl = 50 mL	THCl = 24ºC = 297 K
T(1 min) = 43.7ºC		T(2 min) = 42.9ºC
T(3 min) = 42.4ºC		T(4 min) = 42ºC
T(5 min) = 41.7ºC		To = 44.25ºC = 317.25 K	Ti = 297.05K
q(abs.mezcla)= m ce(To-Ti)=42221,8 J
q(abs.calorimetro)= eqc (To-Ti)= 333,5J
H(neutralización)= -(q(abs.mezcla)+q(abs.calorimetro))=-4555,32J
Moles de NaCl formados = 0.15
H(neutralización)=-30,37 KJ/mol

1. Reacción de neutralización de NaOH (aq) con AcOH (aq)

Gráfica para determinar T₀:

T₀ = 42.5 ºC

 

Cálculos:

Reacción: NaOH (ac) + CH3COOH (ac) Na+ (ac) + CH3COO – (ac) + H2O (l)
VNaOH = 50 mL	TNaOH = 24.3ºC = 297.3 K	VHCl = 50 mL	THCl = 24ºC = 297 K
T(1 min) = 42.1ºC		T(2 min) = 41.5ºC
T(3 min) = 41.1ºC		T(4 min) = 40.7ºC
T(5 min) = 40.4ºC		To = 42.5ºC = 315.5 K	Ti = 297.15K
q(abs.mezcla)=m ce (To-Ti)= 3835,15J
q(abs.calorimetro)=eqc (To-Ti)= 302,98 J
Hneutralizacion=-(q(abs.mezcla)+q(abs.calorimetro))= -4138,13J
Moles de NaCl formados = 0.15
Hneutralizacion= 27,58 kj/mol

1. Reacción de neutralización de HCl (aq) con NH3 (aq)

Gráfica para determinar T₀:

T₀ = 40.10 ºC

 

Cálculos

Reacción: NH3 (ac) + HCl (ac) NH4+ (ac) + Cl – (ac)
VNH3 = 50 mL	TNH3 = 22.9ºC = 295.9 K	VHCl = 50 mL	THCl = 24.1ºC = 297.1 K
T(1 min) = 39.8ºC		T(2 min) = 39.4ºC
T(3 min) = 39.2ºC		T(4 min) = 38.9ºC
T(5 min) = 38.6ºC		To = 40.1ºC = 313.1 K	Ti = 296. 5K
q(abs.mezcla)=m ce (To-Ti)=  3511,2 J
q(abs.calorimetro)=eqc (To-Ti)= 277,38 J
Hneutralizacion=-(q(abs.mezcla)+q(abs.calorimetro))= -3788,58 J
Moles de NaCl formados = 0.15
Hneutralizacion= -25,26 KJ/mol

1. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN DEL CLORURO DE AMONIO

Gráfica para determinar T₀:

T₀ = 15.60 ºC

Cálculos:

Reacción: NH4 (s) + H2O (l) NH4+ (ac) + Cl- (ac)
Masa (NH4Cl) = 10.20 g	Vagua = 50 mL	Tagua = 23.1ºC = 296.1K
T(1 min) = 16ºC	T(2 min) = 16.1ºC
T(3 min) = 16.3ºC	T(4 min) = 16.6ºC
T(5 min) = 16.9ºC	To = 15.6 ºC = 288.6 K	Ti = Tagua=296.1 K
q(abs.mezcla)=m ce (To-Ti)= -1887,27 J
q(abs.calorimetro)=eqc (To-Ti)= -123,83
Hneutralizacion=-(q(abs.mezcla)+q(abs.calorimetro))= 2011,1 J
Moles de NH4Cl = 0.3 ∙ 0.06 = 0.18
Hneutralizacion= 11,17 KJ/mol

1. APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS PARA CALCULAR ∆Hr PARA LA REACCIÓN :

NH4Cl (s) NH3 (g) + HCl (g)

 

Cálculos:

 

Tabla de resultados:

Ecuaciones termoquímicas	∆H (KJ / mol )
NH3 (ac) + HCl (ac) NH4+ (ac) + Cl – (ac)	-3788.58
NH4 (s) + H2O (l) NH4+ (ac) + Cl- (ac)	2011.1
NH3 (g) + H2O (l) NH3 (ac)	-36640
HCl (s) + H2O (l) HCl (ac)	-75140
∆H reacción = 117.58 KJ / mol

1. POSIBLES ERRORES

• Errores de aproximación a la hora de hacer las gráficas.
• Errores a la hora de medir tiempos
• Errores a la hora de medir temperaturas
• Aproximaciones de decimales
• Etc.