Informe 5 Fisicoquimica Anterior
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Introducción
La absorción y la liberación de energía siempre van acompañando a las reacciones
químicas y estas se manifiesta como calor generalmente.
La Termoquímica es la parte de la Termodinámica que estudia los cambios de energía
en las reacciones químicas. El calor de una reacción química es el calor intercambiado
en el curso de la reacción considerada, o se puede decir que es igual al cambio de
entalpía del sistema cuando la reacción ocurre a presión constante. En general, este
calor de reacción depende no sólo de la naturaleza química de cada producto y cada
reactivo, sino también de sus estados físicos.
El calor absorbido por un sistema durante una reacción química a presión constante,
es igual al cambio de entalpia de la reacción (ΔHN ), el cual en una reacción química es
igual a la diferencia entre las entalpias de los productos con la de los reactantes.
qr =ΔHr =ΣH (productos) – ΣH(reactantes)
Ya que H es una función de estado, es decir, que solo importa el estado inicial y el final
de la reacción, en este caso la entalpía de reacción puede ser determinada aplicando la
ley de Hess la cual dice que si una reacción se efectúa en una serie de pasos, ΔH para la
reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía para los pasos individuales. El
cambio total de entalpía para el proceso es independiente del número de pasos y de la
naturaleza específica del camino por el cual se lleva a cabo la reacción. Por tanto,
podemos calcular ΔH de cada paso. Eso implica que podemos usar un número
relativamente pequeño de mediciones experimentales para calcular ΔH de un número
enorme de reacciones distintas. (1)
ΔHr =ΣiΔHi
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La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución
acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción
de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de
NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:
HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l) ⎯ ΔHN
NaOH (s) + H2O (l) → NaOH (ac) ΔHdis
HCl (ac) + NaOH(s) → NaCl(ac) + H2O(l) ΔH’N
Aplicando la ley de Hess tendremos que:
ΔHN = ΔH´N – ΔHdis
De lo anterior se infiere que el calor de neutralización de un acido puede obtenerse
experimentalmente determinando directamente ΔHN o también de forma indirecta a
partir de la ley de Hess con ΔH´N y ΔHdis.
Objetivos
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Determinar entalpía de una reacción de neutralización de un ácido fuerte con
una base fuerte en disolución.
Comparar el valor obtenido con el que se determina a partir de la entalpía de
neutralización del ácido den disolución con la base sólida y la entalpía de
disolución de esta, mediante la aplicación de la ley de Hess.
Parte Experimental
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Materiales:
Termómetro
Agitador
Vaso de precipitado
Calorímetro
Balanza granataria
Espátula
Placa calefactora
Vaso de precipitados
Reactivos:
Agua.
HCl 1,0 M
HCl 0,5 M
NaOH (l) 1,0 M
NaOH (s)
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Resultados
Determinación de la constante del calorímetro.
Masa calorímetro 204.44 gMasa calorímetro + agua fría 243.20 gMasa calorímetro + agua fría+ agua caliente
281.35 g
T° 1 16.6°C T°2 40.2°CT°3 26.8°CMc 38.76 gMf 38.15 g mlf cp,agua(T3 -T1) + K(T3 – T1) + mlc cp,agua( T3 – T2) = 0
3.876x10-2Kgx4.187 KJ/kgKx(26.8°C-16.6°C)+K(26.8°C-16.6°C)+3.815x10-2kgx4.179kJ/KgK(26.8°C-40.2°C) K=0.0472 KJ/K
Determinación de ΔHN en forma directa.
Masa calorímetro + HCl 254.69 gMasa HCl (m1) 50.25 gMasa NaOH + HCl 305.55 gMasa NaOH (m2) 50.86 gT°4 18.2°CT°5 17°CT°6 24.1°C
qN + m2 cp,agua(T6 –T5) + m1 cp,agua(T6 –T4) + K(T6 – T4) = 0qN+0.05086Kgx4.189KJ/KgKx(24.1°C-17°C)+0.05025Kgx4.189KJ/KgK(24.1°C-18.2°C)+0.0472KJ/K(24.1°C-18.2°C)qN = -3.033 KJΔHn= -3.033 KJ/0.05 mol= -60.66 KJ/mol
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Determinación de qdis
Masa NaOH (m3) 0.26 gMasa agua (m4) 100 gT°7 17.3°CT°8 18.2°C
qdis + m3 cp,agua(T8 –T7) + m4 cp,NaOH(T8-T7) + K(T8 –T7) = 0qdis+0.1Kgx4.189KJ/KgKx(18.6°C-17.3°C)+2.6x10-4Kgx4.189KJ/KgKx(18.2°C-17.3°C)+0.0472KJ/K(18.2°C-173°C)=0qdis= -0.420 KJΔHdis=-0.420KJ/0.05 mol= -8.4 KJ
Determinación de q’N
Masa NaOH (m6) 0.21 gMasa HCl (m5) 1.825 gT°9 17.3°CT°10 18.6°C
q’N + m5 cp,agua(T10 –T9)+ m6 cp,NaOH(T10 –T9) + K(T10 –T9) = 0
q’N+1.825x10-3Kgx4.189KJ/KgKx(18.6°C-17.3°C)+2.1x10-4Kgx4.189KJ/KgKx(18.2°C-17.3°C)+0.0472Kgx(18.6°C-17.3°C) = 0
q’N= -0.072 KJΔH’N= -0.072KJ/0.05 mol= -1.44 KJ/mol
Finalmente:ΔHN= ΔH’N - ΔHdis = -1.44 KJ/mol + 8.4 KJ/mol = 6.96 KJ/mol
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Discusión
Una vez realizados los cálculos correspondientes a este práctico, dentro de todos los
resultados obtenidos tenemos el ΔHN directo (-60,66 kJ/mol) y el ΔHN indirecto (6.96 kJ/mol), la
cual podemos darnos cuenta que hay una diferencia considerable entre estos valores, que se
pueden deber a simple vista a un mal manejo en los instrumentos utilizados en los
experimentos correspondientes, entre otros factores que serán explicados detalladamente
mas adelante.
El valor teórico según la bibliografía de ΔHN es -56,8 kJ/mol, basándonos en este valor y al
hacer la comparación con el ΔHN directo e indirecto, se visualiza que el valor del ΔHN directo se
acerca mucho al valor teórico, en cambio el ΔHN indirecto está bastante alejado al teórico,
razones que se darán a conocer a continuación.
En el experimento donde determinamos el ΔHN directo, los factores que pudieron
afectar al resultado obtenido, es el mal manejo de la instrumentación anteriormente
mencionado, como por ejemplo el uso del calorímetro, ya que en varias oportunidades
se tuvo que abrir el calorímetro para introducir las disoluciones correspondientes.
También cabe mencionar el momento en que se utilizó el termómetro para medir la
temperatura de la reacción, donde en el orificio en la cual iba el termómetro no
quedaba completamente sellado, por lo que se producía una pérdida de calor. Y por
último tenemos el traslado del agua caliente hacia el calorímetro, donde en el
transcurso se produce intercambio del calor entre el ambiente y el agua calentada.
Con respecto al procedimiento experimental de la determinación del ΔHN indirecto,
podemos decir que los factores que pudieron afectar a los resultados, son similares a
los explicados anteriormente, ya que se realizó el mismo procedimiento, con la
diferencia en que en vez de agua, se utilizó HCl y NaOH sólido. Pero si nos basamos en
los reactivos utilizados, podemos decir que uno de los factores que pudo afectar a los
resultados de ésta determinación, es que no se haya disuelto completamente la base,
ya que el NaOH es sólido como se menciono anteriormente, por lo que la
neutralización no pudo haberse llevado a cabo en su totalidad.
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Conclusión
Podemos concluir que al igual que el práctico pasado, se obtuvo el valor de la
constante del calorímetro K, para la realización completa y satisfactoria de este
práctico. Obtuvimos los valores de ΔHN directo e indirecto, desfavorables por cierto, ya
que se efectuaron las respectivas comparaciones con datos teóricos y entendiendo los
métodos utilizados en cada experimento.
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Biliografía
(1) Quimica la ciencia central. Brown T Theodore. Editorial pearson. Novena Edición. Pag. 174