QUÍMICA
EN LA INGENIERÍA
LABORATORIO
MEMORIA
PRÁCTICA 1 – TERMODINÁMICA
COMPONENTES:
- Silvia Estébanez Ruiz
- Diego Fernández Cheliz
- Clara Fernández Perrote
ÍNDICE
DE LA PRÁCTICA
- Fundamento de la práctica.
- Material y reactivos.
- Fundamento teórico.
- Método experimental:
- Determinación experimental de la capacidad calorífica del calorímetro.
- Determinación experimental de calores de neutralización. Reacciones a presión constante:
- Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte.
- Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte.
- Reacción de neutralización de un ácido fuerte por una base débil.
- Determinación experimental del calor de disolución del cloruro de amonio.
- Aplicación de la ley de Hess para calcular para la reacción de descomposición del cloruro de amonio.
- Cálculos, gráficas de la práctica y posibles observaciones.
- Posibles errores.
- 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)
- 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)
- 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:
- 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.
- 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.
- 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.
- 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)
- 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)
- 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)
- 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)
- 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)
- CÁLCULOS, GRÁFICAS DE LA PRÁCTICA Y POSIBLES OBSERVACIONES
- 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 |
|||
- DETERMINACIÓN DE LAS ENTALPÍAS DE NEUTRALIZACIÓN
- 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 |
|||
- 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 |
|||
- 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 |
|||
- 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 |
||
- 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 |
|
- 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.
