“UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA”

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

QUÍMICA II (QU-142)

PRÁCTICA Nº 09

“ TERMOQUÍMICA”

PROFESOR DE TEORÍA: M.Cs. BARBOZA PALOMINO, Gloria Inés.

PROFESOR DE PRÁCTICA: Ing. DÍAZ MALDONADO, Wuelde César.

ALUMNOS: - YANAMÉ POMACANCHARI, Luis Angel.

- QUINO YANAMÉ, Rodrigo.

- HUARCAYA ACEVEDO, Arturo.

- RODRIGUEZ HUAMAN, Greys Estefany

DÍA Y HORA DE PRÁCTICAS: JUEVES de 7:00AM - 10:00AM.

FECHA DE EJECUCIÓN: 23 / 10/ 2014

FECHA DE ENTREGA: 30/ 10 / 2014

AYACUCHO – PERÚ

2014

INTRODUCCION

La termoquímica estudia los cambios de energía térmica que acompañan a las reacciones químicas.Se llama calor de reacción a la cantidad de calor liberado absorbida en una reacción a la misma temperatura de los reaccionantes. En una reacción química puede haber una absorción de energía o una liberación de energía.

TERMOQUÍMICA

I. OBJETIVOS: Evaluar cualitativa y cuantitativamente el calor desprendido o absorbido en los

procesos físicos y químicos haciendo uso de un calorímetro simple Efectuar los cálculos de los calores de reacción

II. MARCO TEÓRICO:

TERMOQUÍMICA

La inmensa mayoría de los procesos químicos transcurre con un intercambio de energía entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio de estos intercambios de energía constituye el objeto de la termodinámica química. En gran parte de los casos la energía se intercambia únicamente en forma de calor y recibe el nombre de termoquímica la rama de la termodinámica que se ocupa exclusivamente de la energía calorífica asociada a un determinado cambio químico.

Calor integral de disolución.

Se define como la variación de entalpía que se produce al disolver una determinada cantidad de soluto en cierta cantidad de disolvente. En esta práctica se calculará el calor integral de disolución del cloruro amónico y del hidróxido sódico en agua.

Calor de neutralización

En esta experiencia se determina el calor liberado cuando se combina un ión hidronio con un ión oxidrilo.

H3O+ + OH– = 2 H2O

Cuando se neutraliza un ácido fuerte con una base fuerte (los ácidos, las bases fuertes y sus sales pueden considerarse completamente disociados en disoluciones diluidas), se considera que el calor liberado es debido a la reacción anterior.

Para ácidos y bases débiles el calor de neutralización es menor debido a que parte de la energía puesta en juego en el proceso se absorbe en la disociación de éstos ácidos y bases. En esta práctica se determinará el calor de neutralización del hidróxido sódico con los ácidos sulfúrico y clorhídrico respectivamente.

Entalpía.

Muchas veces, las condiciones de volumen constantes no son convenientes y en ocasiones son imposibles de alcanzar. La mayoría de reacciones ocurren en condiciones de presión constante (por lo general a presión atmosférica). Si dicha reacción produce un incremento neto en el número de moles en un gas, entonces el sistema realiza un trabajo sobre alrededores (expansión). Esto se debe al hecho de que para el gas formado ingrese a la atmosfera, debe actuar con la presión atmosférica

De manera contraria, si se consumen más moléculas de gas de las que se producen, los alrededores realizan el trabajo sobre el sistema (comprensión).

En general para un proceso a presión constante escribimos.

∆E = q +w

= qp - P∆V

qp = ∆E + P∆V

Calor específico de algunas sustancias comunes.

Sustancia Calor especifico (J/g. °C)

Al 0.900Au 0.129

C (grafito) 0.720C (diamante) 0.502

Cu 0.385Fe 0.444Hg 0.139

H2O 4.184C2H5OH (etanol) 2.46

Calores de algunas reacciones típicas, medidos a presión.

Tipo de reacción Ejemplo ∆H (kJ/mol)

Calor de neutralización HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl (ac) + H2O(l) -56.2

Calor de ionización H2O(l) H+(ac) + OH-(ac) 56.2

Calor de fusion H2O(s) H2O (l) 6.01

Calor de vaporización H2O(l) H2O (g) 44.0*

Calor de reaccion MgCl2(s) + 2NaCl(s) 2NaCl(s) + Mg(s) -180.2

Primer principio de la Termodinámica

ENERGÍA INTERNA (U): Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de vibración, etc., de todas las moléculas.

Es imposible medirla. En cambio, sí se puede medir su variación.

Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa.

Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.

U es función de estado.

Calor a presión constante (Qp)

La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica.

En este caso, como p = cte, se cumple que W = – p · V (el signo negativo se debe al criterio de signos adoptado). Si V > 0 el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde energía.

U = Qp – p xV   U2 – U1 = Qp – p  x (V2 – V1)

Qp + U1 + p x V 1 = U2 + p x V2

Llamaremos entalpía “H” a “U + p x V” de manera que:

H1 = U1 + p x V 1            H2 = U2 + p x V2

Con lo que queda:      Qp + H1 = H2 O

H es una función de estado.

Relación Q v con Q p.

En gases aplicando la ecuación de los mismos:

p x V = n x R x T

Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: (p x V1 = n1 x R x T) (p x V2 = n2 x R x T)  con lo que restando ambas expresiones también se cumplirá que:

p x V = n x R x T

En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y Qv  Qp, es decir:

Entalpias estándar de formación de algunas sustancias inorgánicas a 25°C.

Sustancia

∆Hf°(kJ/mol) Sustancia ∆Hf°(kJ/mol)

Ag(s) 0 H2O2(l) -187.6Ag Cl(s) -127.0 Hg(l) 0Al (s) 0 I2(s) 0Al2O3(s) -1669.8 HI 25.9Br2(l) 0 Mg(s) 0HBr(g) -36.2 MgO(s) -601.8C 0 MgCO3(s) -1112.9C 1.90 N2(g) 0CO(g) -110.5 NH3(g) -46.3

CO2(g) -393.5 NO(g) 90.4

Ca(s) 0 NO2(g) 33.85

CaO(s) -92.5 N2O(g) 81.56

CaCO3(s) 0 N2O4(g) 9.66

Cl2(g) -155.2 O(g) 249.4

HCl(g) 0 O2(g) 0

Cu(s) -271.6 O3(g) 142.2

CuO(s) 218.2 S 0

F2(g) 0 S 0.30

HF(g) -271.6 SO2(g) -296.1

H(g) 218.2 SO3(g) -395.2

H2(g) 0 H2S(g) -20.15

H2O(g) -241.8 Zn(s) 0

H2O(l) 285.8 ZnO(s) -348.0

III. MATERIALES,EQUIPOS Y REACTIVOS UTILIZADOS

A. MATERIALES

Tubo de ensayo Pipeta con embolo Termómetro Matraz de Erlenmeyer Varilla Balanza eléctrica Luna de reloj

B. REACTIVOS

Agua destilada Ácido sulfúrico Nitrato de amonio Cloruro de calcio NaOH HCl 0.25M

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Calor de solución de algunos compuestos seleccionados

cloruro de hidrógeno - 17.89

nitrato de amonio + 6.14

amoníaco - 7.29

hidróxido de potasio - 13.77

hidróxido de cesio - 17.10

cloruro de sodio + 3.89

clorato de potasio + 9.89

ácido acético - 0.360

Cambio en entalpía ΔHo en kJ/mol en agua1

A. EVALUACION CUALITATIVA DEL CALOR DE DISOLUCION Y CALOR DE DILUCION

Ensayo 1.: CALOR DE DILUCIÓNEn un tubo colocar aproximadamente 5 ml de agua destilada y medir la temperatura. Utilizando una pipeta con embolo o cuenta gotas añadir aproximadamente 1 ml de ácido sulfúrico concentrado. Observar el cambio de temperatura midiendo con un termómetro. Indique si el proceso es exotérmico o endotérmico.

La primera temperatura es del

agua con 20.5 °C

Al agregar ácido sulfúrico su temperatura sube a 33°C.

El proceso es exotérmico ya que se produce calor.

ENSAYO 2.- Calor de disoluciónEn un tubo limpio y seco colocar 3 g de cristales de nitrato de amonio y agregar 10 ml de agua de temperatura conocida. Agitar, disolver la sal y observar el cambio de temperatura con un termómetro. Indique si el proceso es exotérmica o endotérmica.

Aquí vemos en una luna de reloj 3 g de nitrato de amonio.

Nitrato de amonio

La temperatura del agua es 19 °C

ENSAYO 3.- Calor de disoluciónEn un tubo limpio y seco colocar 3 g de cloruro de calcio y agregar 10 ml de agua destilada de temperatura conocida. Agitar, disolver la sal y medir la temperatura. Indique si es un proceso exotérmico o endotérmico.

Al agregar 10 ml de agua al nitrato de amonio la temperatura es 12.5 °C.

Es un proceso endotérmico por que absorbe calor.

Medimos 3 g de cloruro de calcio

Temperatura del agua es 20.5°C

B EVALUACION CUANTITATIVA DEL CALOR DE REACCIÓN

ENSAYO 4.- Calor de disolución de NaOH en aguaa) pesar un matraz Erlenmeyer limpio y seco

b) Agregar 100ml de agua al matraz y agitar hasta alcanzar una temperatura constante. Medir la temperatura

El peso de la matraz es 116.31 g

Al agregar agua a los 3 g de cloruro de calcio la temperatura es 29 °C.

El proceso es exotérmica porque se desprende calor.

c) Pesar aproximadamente 2 g de NaOH empleando una luna de reloj.

d) Viértase el NaOH pesado al matraz que contiene agua y disolver agitando con una varilla. Luego medir la temperatura máxima alcanzada.

Al medir 100ml de agua la temperatura

es 19.5 °C

Pesamos 2 g de hidróxido de sodio

Al agregar agua al hidróxido de sodio, la temperatura es 22 °C

ENSAYO 5.- Calor de reacción del NaOH solido con una solución de HCl

a) Pesar un matraz limpio y seco.

b) Agregar al matraz 50 ml de HCl 0,25 M. agitar hasta alcanzar una temperatura constante.

c) Pesar aproximadamente 2 g de NaOH empleando una luna de reloj

El matraz pesa 116.31g

La temperatura del HCl es 20 °C

d) Viértase el NaOH pesado al matraz que contiene HCl y disolver agitando con una varilla. Luego medir la temperatura máxima alcanzada.

ENSAYO 6.- Calor de la reacción de las soluciones de NaOH y HCl

a) Medir 50ml de HCl 0,25 M en el matraz Erlenmeyer y en un vaso medir 50 ml de NaOH 0,25 M. ambas soluciones deben estar a la temperatura ambiente.

Pesando 2 g de hidróxido de sodio

Ahora la temperatura final es 30 °C

b) Vierta la solución de NaOH a la solución de HCl y agitar constantemente con una varilla. Anotar la máxima temperatura alcanzada durante la reacción.

Medimos 50 ml de ácido clorhídrico con

temperatura de 20°C

Medimos 50 ml de hidróxido de sodio

Al combinar HCl y NaOH su temperatura máxima es 21 °C

CALCULOS: Efectuar los cálculos de los calores de reacción de los ensayos (4), (5) y (6), empleando la siguiente formula: qRX= - (qmatraz + qsoln)

QRX = - ( mmatraz x Cevidrio x ∆T + msoln x Cesoln x ∆T )

SOLUCION DEL ENSAYO 4:

QRX = - ( mmatraz x Cevidrio x ∆T + msoln x Cesoln x ∆T )QRX = - (116.31 x 0.199 x (22°C - 19.5°C) + (100 +2) x 1 x (22°C - 19.5°C)QRX = - (116.31 x 0.199 x 2.5 + 102 x 1 x 2.5) QRX = - (57.86 - 255)QRX = - 312.86

SOLUCIÓN DEL ENSAYO 5:

QRX = - (116.31 x 0.199 x (300°C - 20°C) + (50 +2) x 1 x (30°C - 20°C)QRX = - (116.31 x 0.199 x 10 + 52 x 10) QRX = - (231.45 + 520)QRX = - 751.45

SOLUCIÓN DEL ENSAYO 6:

QRX = - (116.31 x 0.199 x (21°C - 20°C) + (50 +50) x 1 x (21°C - 20°C)QRX = - (116.31 x 0.199 x 1 + 100 x 1) QRX = - (23.15 + 100)QRX = - 123.15

V. CUESTIONARIO:

1. Con respecto a los ensayos 1,2 y 3 explicar porque aumenta o disminuye la temperatura.

En el ensayo 1, la temperatura aumenta porque el calor estándar del H2SO4 se libera al reaccionar con el agua (exotérmica), la ΔH <0 y por eso aumenta la temperatura.

En el ensayo 2, la temperatura disminuye porque el calor estándar del NH 4NO3 se absorbe al reaccionar con el agua (endotérmica), la ΔH> 0 y por eso disminuye la temperatura.

En el ensayo 3, la temperatura aumenta porque el calor estándar del CaCl2 se libera al reaccionar con el agua (exotérmica), la ΔH <0 y por eso aumenta la temperatura.

2. Un gramo de carbón, al quemarse produce aproximadamente 7.3 kcal. Si se desea calentar un galón de agua desde 20°c hasta su punto de ebullición en la ciudad de Ayacucho. ¿Cuántos kilogramos de carbón se requiere? Considere que no existen perdidas de calor.

Solución

7.3Kcal 1gr carbón

1 galón = 4.546 litros agua = 4.546Kcal/H2O

Q = 4.546kg x 1184 L/kg.k x 8k

Q =1521,637 J

1521,637 J (1cal/4.184J) (k/1000) = 363.66kcal

Por lo tanto:

363.66 kcal x

7.3 kcal 1gr carbón.

X= 49.82gr (1kg/1000gr)

X = 0,05kg

3. El calor de combustión del gas acetileno, C2H2, es de 310.7 kcal/mol. El calor de formación de CO2 Y H2O es 91.4 y 69.3 kcal/mol respectivamente. Determinar el calor de formación del gas acetileno.

VI. CONCLUSIONES

En conclusión la Termoquímica se encarga de estudiar las características de una reacción química, con respecto al requerimiento o liberación energética implicada en la realización de los cambios estructurales correspondientes. 

El calor es una forma de energía y la unidad de energía calorífica que se utiliza recibe el nombre de caloría. Una caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar 1°C la temperatura.

VII. BIBLIOGRAFÍA

ARNAUD, P. 1993. Cours de chimie physique. Dunod: París. ATKINS, P.W. 1992. Química General. Omega: Barcelona. BRENON-AUDAT, F.; BUSQUET C. y MESNIL C. 1993. Thermodynamique chimique.

Hachette: Paris. CHANG, R. 1992. Química General. McGrawHill: Madrid. CLIMENT et al. 1993. Conocer la química del medio ambiente. La atmósfera. UPV:

Valencia. HIERREZUELO, J. y MONTERO, A. 1991. La ciencia de los alumnos. Elzevir: Vélez-

Málaga. HOLTON, G. y BRUSH, S. 1981. Introducción a los conceptos y teorías de las ciencias

físicas. Reverté: Barcelona. KLOTZ, I.M. y ROSENBERG, R.M. 1977. Termodinámica química. AC: Madrid. PERUTZ, M.F. 1990. ¿Es necesaria la ciencia? Espasa Calpe: Madrid. QUÍLEZ, J. et al. 1998. Una propuesta curricular para el equilibrio químico basada en el

estudio del principio de Le Chatelier. Proyecto de investigación subvencionado por el CIDE (1996-1998).

ROCK, P.A. 1989. Termodinámica Química. Vicens-Vives: Barcelona.