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Informe de laboratorio sobre calor de neutralización...

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Calor de reacción de neutralización Luisa María Sandoval C.(1743796); María Camila Madera A. (1747613); Juan Sebastián Prieto V. (1743832) Departamento de Química, Universidad del Valle. Fecha de Realización de la práctica: 09/03/2018 Fecha de Entrega: 23/03/2018

Resumen Con el fin de determinar la capacidad calorífica de un calorímetro y la entalpía de una reacción de neutralización, experimentalmente se midió la variación de la entalpía de los reactivos y el cambio de entalpía de la solución obtenida. Se observó, que las reacciones de neutralización que se llevaron a cabo fueron exotérmicas, ya que la reacción libera energía en forma de calor. Palabras

clave:

Calorímetro,

entalpía,

calor,

reactivos,

productos.

Datos y Cálculos (30%) En el laboratorio se estudió la variación de la entalpía por medio de la ecuación mostrada a continuación (ecuación 1):

−q r=C c ∆T +C sin m sin ∆ T (1) qr: Calor de reacción. Cc: Capacidad calorífica del calorímetro a P constate. T: Cambio de temperatura (T2-T1) CSIN: Calor especifico de la solución. mSIN: Masa de la solución.

Figura 1. Gráfica T=f(t). Determinación T con reacción de HCl(1.0M) y NaOH(1.0M). Ahora, en el sistema 2, se mezclaron 20 mL NaOH(1.0M) y 20 mL H2SO4. La información se observan en la figura 2. pH=1-2

En la practica, calibramos y calculamos la capacidad calorífica por medio de reacciones, donde se obtuvo un cambio de entalpía y por lo tanto, de temperatura. Para ello usamos la ecuación 2.

∆ T =T 2−T 1(2) A continuación, presentamos los datos obtenidos en la práctica por medio de gráficas T=f(t). En el sistema 1, se utilizaron 20 mL HCl (1.0M) y 20 mL de NaOH (1.0M) para calibrar el calorímetro. Los datos se presentan en la figura 1. pH=8-9

figura 2. Gráfica T=f(t). Determinación T con reacción de 20 mL NaOH(1.0M) y 20 mL H2SO4(1.0M). En el sistema 3, se formó una solución de 40 mL de NaOH (1.0M) y 20 mL H 2SO4 (1.0M). En la figura 3, se presentan los datos obtenidos experimentalmente. pH=7-8

Figura 5. Gráfica T=f(t). Determinación T con reacción de H2O y NaOH(1.0M). figura 3. Determinación T de la reacción de 40mL de NaOH(1.0M) y 20 mL de H2SO4(1.0M). T=f(t).

En el sistema 6, se utilizaron 20 mL AcOH (1.0M) y 20 mL de NaOH (1.0M). Los datos se presentan en la figura 6. pH=6-7

Sistema 4, en la figura 4, se observan en T de la reacción de 20 mL de H2SO4 (1.0M) y 60 mL de NaOH (1.0M). pH=7-8

figura 6. Determinación T de la reacción de 20mL de NaOH(1.0M) y 20 mL de AcOH(1.0M). T=f(t). figura 4. Determinación T de la reacción de 60mL de NaOH(1.0M) y 20 mL de H2SO4(1.0M). T=f(t). Ahora, en el sistema 5, se presentan los datos obtenidos experimentalmente en la figura 5, de la reacción de 20mL de H 2O y 20mL de NaOH(1.0M). pH=10-11

También, se determinó la capacidad calorífica de un calorímetro utilizando la ecuación 1, se utilizó el valor de ΔH conocido para la reacción entre el HCl y el NaOH (ΔH=-57.2kJ/mol). El cambio en la temperatura (ΔT) se determinó utilizando la ecuación 2. Para hallar la msln, se utilizó la ecuación 3.

m sln =V sln x ρ ( H 2 O) (3) CSIN: Calor especifico de la solución. (H2O): densidad del agua. Ahora, en la ecuación 1 despejamos la Cc (capacidad calorífica del calorímetro).

−q r=C c ∆T +C sin m sin ∆ T

Cc

¿−q r−C sin msin ∆ T ∆T

C c =1,8 x 102

J K

Resultados y discusión A partir de la reacción de 20 mL de HCl (1.0M) y 20 mL de NaOH (1.0M). Se determinó la variación de la temperatura T(ºC) después de cierto tiempo. Teniendo como resultado 3,3K. En los datos se observó: En un primer instante se presentó un incremento de la temperatura, ya que toda la reacción debe alcanzar un estado de activación, para lograrlo, se da una absorción de energía. Una vez alcanzado este punto , la energía empieza a disminuir gradualmente hasta alcanzar un equilibrio térmico (en este caso 31,2 ºC). Esta disminución de la temperatura indica liberación de energía en forma de calor, que evidencia un proceso exotérmico. Ahora, a partir del T obtenido se pudo calcular la capacidad calorífica del calorímetro, debido a que ya teníamos la variación de la entalpia (teóricamente: -57,2 KJ/mol) H= -57.2 KJ/mol To= 27.9ºC Tf=31,2 T = Tf-To (Ecuación 2) T= 31,2ºC-27,9ºC =3,3ºC = 3,3K 0,02 mol HCl msln : 40,0 g qr= -1144J Reemplazando en la ecuación:

−q r=C c ∆T +C sin m sin ∆ T -(-1144J)=Cc(3,3K)+(4,184J/gK)(40,0g)(3,3K) 1144J=Cc(3,3K)+(552,288J) 1144J-552.29J/3,3K=Cc Cc=179,3K/K=1,8x102J/K Ahora, discutiendo sobre el pH obtenido en las reacciones: En la reacción del sistema 2, ambos reactivos tenían la misma concentración (1.0M) y el mismo volumen. Por lo que al ser H 2SO4 (un acido1 fuerte), iba a tener un comportamiento ácido,

1 Los ácidos son compuestos que presentan en su estructura

molecular uno o más átomos de hidrógeno, los cuales al disolverse en el agua seliberan en forma de catión H+ llamado: ión hidrógeno, protón o hidrogenón. Son compuestos binarios.

razón por la cual el pH obtenido fue de 1-2 en la cinta pHmétrica. En el sistema 1, reacciona un acido fuerte con una base fuerte, como las dos se encuentran en a misma concentración e igual volumen se esperaría que el pH de la disolución resultante fuese neutro (aprox. 7) sin embargo se obtuvo un pH básico 8-9 en lo que se evidencia un error causado por varios factores: falta de agitación y cambio de la base que se usaba anteriormente. El resto de los sistemas, arrojaron los resultados esperados con las concentraciones y volúmenes utilizados (excepto el sistema 4, debido a un posible error al leer la cinta pHmétrica). Según la teoría el sistema 2, debía producir un ácido. El sistema 3, neutro (debido a que la relación es 2-1). El sistema 5 una base, puesto que era una solución básica con H2O. Finalmente el sistema 6, arrojó un pH aproximadamente neutro. Respuesta de las preguntas 1) Esta pregunta fue resuelta en la sección de datos y resultados. 2) SISTEM T(ºC A T1 T2 ) PROCESO 1 27,8 31,2 3,4 Exotérmico 2 27,1 31,2 4,1 Exotérmico 3 26,9 35,6 8,7 Exotérmico 4 27,0 33,6 6,6 Exotérmico 5 25,8 26,9 1,1 Exotérmico 6 26,3 31,1 4,8 Exotérmico 3) H= -57.2 KJ/mol To= 27.9ºC Tf=31,2 T = Tf-To (Ecuación 2) T= 31,2ºC-27,9ºC =3,3ºC = 3,3K 0,02 mol HCl msln : 40,0 g qr= -1144J Reemplazando en la ecuación:

−q r=C c ∆T +C sin m sin ∆ T -(-1144J)=Cc(3,3K)+(4,184J/gK)(40,0g)(3,3K) 1144J=Cc(3,3K)+(552,288J) 1144J-552.29J/3,3K=Cc

Cc=179,3K/K=1,8x102J/K 4) Tanto el acido clorhídrico como el acido sulfúrico son ácidos fuertes 2, mientras que, el acido acético es uno débil. Lo anterior, indica lo siguiente: la entalpía molar de neutralización de HCL y el H2SO4 no nuestra una diferencia drástica debido a que las reacciones son ÁCIDO FUERTE-BASE FUERTE3 (siendo la base4 NaOH). En cambio, el H en la reacción de un ácido débil y una base fuerte es mayor que en las anteriores, debido a que en esta reacción se libera mucha menos energía. Con toda esta información, se puede deducir que el tipo de acido puede afectar la variación de la energía molar de neutralización. 5)

Conclusiones

   

a) Cuando se transfiere un termómetro sin lavar de la solución del ácido a la base residuos del ácido quedan adheridos al termómetro y cuando este entre en contacto con la solución básica se empezará una reacción ácido-base y se liberará energía en forma de calor, lo que afectará los resultados de la toma de temperatura. b) Si el recipiente se encontraba húmedo a la hora de verter el ácido en este, sucede que el agua por ser una sustancia anfótera puede ceder y recibir protones, en este caso al enfrentarse a un ácido, el agua actuará como base y aceptaría los protones provenientes del ácido, lo que daría como resultado una reacción donde se intercambiarán iones H+. c)

d) El hecho de no agitar la mezcla puede producir un error en los cálculos, ya que es posible que la reacción no se haya llevado a cabo por completo. Pues, al agitar la solución reaccionante nos da una mayor certeza de que la reacción fue llevada a cabo en su totalidad.

Se debe esperar a que la temperatura de la disolución se estabilice, si pasados 4 min la temperatura aún no se ha estabilizado, quiere decir que no se ha completado la reacción de neutralización.

2 ácidos fuertes son electrólitos fuertes que, se supone que se ionizan completamente en el agua.

3 las bases fuertes son electrólitos fuertes que se ionizan completamente en agua.

4

Una base, es un ión o una molécula capaz de proporcionar electrones o captar protones.



En las reacciones de neutralización que se llevaron a cabo experimentalmente, fueron exotérmicas. El pH de una reacción depende de la concentración de los reactivos, al igual que el volumen/masa usada. El calorímetro fue calibrado con la reacción de HCl y NaOH, puesto que conocíamos su H con anterioridad. Concluimos, que el tipo de acido puede afectar la variación de la energía molar de neutralización. El HCl y el H2SO4, son ácidos fuertes, contrario al ácido acético que es un ácido débil.

Referencias 1) Paz, César. www.fullquimica.com .Marzo de 2018. 2) Chang (2010).Ácidos y bases. En: Química Chang. Décima edición. Editorial Mc Graw Hill. Monterrey. Pág. 667. 3) Chang (2010).Ácidos y bases. En: Química Chang. Décima edición. Editorial Mc Graw Hill. Monterrey. Pág. 669. 4) Anónimo. www.upct.es. Marzo del 2018. 5) Ralph, H. Petrucci, F.Geoffre Y Herring. Jeffry D. Madura y Carey Bissonnette. Termoquímica. Química general Principios y aplicaciones modernas. Décima edición. Pearson. Pearson education. (2011) Pág 432....