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UNIVERSIDAD CATOLICA BOLIVIANA “SAN PABLO” Laboratorio de QuímicoFísica – QMC 131

Facultad de Ingeniería Semestre: II-2019

LABORATORIO DE QUIMICOFISICA DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN Nombre del Estudiante: Manuel Vicente Lopez Cuevas Nombre del Docente: Ing. Yamile Mariel Salame Villafani Horario de la materia: Jueves 18:00 – 19:30 Fecha de entrega del informe: 22/08/19

1

OBJETIVOS

1.1

Objetivo General  

2

L

Determinar por calorimetría la variación de entalpía que se produce en la neutralización de un ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH). Determinar la cantidad de calor que interviene en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte.

FUNDAMENTO TEORICO

Toda transformación química se acompaña de absorción o liberación de energía que suele manifestarse en forma de calor y los procesos químicos pueden clasificarse en endotérmicos y exotérmicos respectivamente. En las reacciones químicas esta variación calorífica representa la diferencia entre el contenido energético de los productos y el de los reactivos, en las condiciones de p, V y T que se especifiquen. Las leyes de la Termoquímica están basadas en el principio de conservación de la energía -Primer Principio de la Termodinámica-, y pueden enunciarse como sigue: 1) Ley de Lavoisier y Laplace: "El calor absorbido al descomponerse un compuesto, debe ser igual al calor desprendido durante su formación" o "El calor de reacción a presión o volumen constante que acompaña a una reacción química es igual y de signo contrario al que acompaña al proceso químico inverso ". 2) Ley de Hess: "El calor total de una reacción a presión constante es el mismo independientemente de los pasos intermedios que intervengan" o "Cuando una reacción puede expresarse como la suma algebraica de otras, su calor de reacción es igual a la misma suma algebraica de los calores parciales de las reacciones parciales”. La importancia práctica de esta Ley es extraordinaria, ya que, según ella, las ecuaciones termoquímicas pueden tratarse como algebraica y, en consecuencia, combinando adecuadamente aquellas, obtenidas experimentalmente, es posible calcular calores de reacción no susceptibles de determinación directa. (s.n, s.f) 2.1

Calorimetría

“La calorimetría consiste en la medición del calor que sale o entra de los cuerpos, así como en la determinación del calor específico de un cuerpo. Para ello se utiliza un calorímetro” (s.n, pdf). Dónde: Consideramos dos cuerpos A y B a temperatura T1 y T2 suponemos que T1 es mayor que T2 Las moléculas del cuerpo caliente están muy excitadas y tienen

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una gran energía de vibración. Estas chocan con las vecinas más lentas del cuerpo frio y comparten con ellas algo de su energía de movimiento por tanto la energía o también conocido como movimiento térmico que se da del transmite de una molécula a la siguiente aunque cada molécula permanece en su posición original. (s.n, web) O también se puede decir que la calorimetría se encarga de medir la cantidad de calor generado en ciertos procesos físicos o químicos. El aparato que se encarga de medir el calor de estos procesos es el calorímetro. Este consta de un termómetro que está en contacto con el medio que está midiendo. Las paredes del calorímetro deben estar lo más aisladas posible ya que hay que evitar al máximo el intercambio de calor con el exterior. De lo contrario, las mediciones serán totalmente erróneas. (s.n, web)

Figura 1. Calorímetro 2.2

Calor de neutralización

Es el calor producido en la reacción de neutralización de un mol de ácido, en solución acuosa, por un mol de una base también en solución. Este efecto térmico tampoco es constante para un mismo par ácido-base, sino que depende de la concentración y sólo toma un valor sensiblemente igual cuando se opera con disoluciones diluidas. Cuando se trata de una reacción de bases fuertes con ácidos fuertes el calor de reacción es independiente de la naturaleza de dichos componentes, ya que, al hallarse tanto éstos como las sales formadas disociados. En el caso de la neutralización de un ácido o base débil el calor de reacción, a presión constante, puede ser algo menor a causa de la absorción de calor que tiene lugar en el proceso de disociación del ácido o base débiles. (s.n, s.f) El calor de neutralización es definido como el calor producido cuando un equivalente gramo de ácido es neutralizado por una base. El calor de neutralización tiene un valor aproximadamente constante, en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que es formada por la reacción:

En cada una de las reacciones anteriores se obtienen 13,7 kcal. Esta constancia en la entalpía de neutralización, se entiende fácilmente cuando se recuerda que los ácidos y bases fuertes y las sales,

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están completamente disociados en sus soluciones diluidas; y, en tal consecuencia el efecto químico común a todas estas neutralizaciones, que es sustancialmente el único cambio responsable para el efecto térmico observado, es la unión de los iones hidratados hidrógeno e hidroxilo para formar agua no ionizada. (s.n, s.f) 2.3

Entalpia

Cuando se habla de entalpía, se hace alusión específicamente a la cantidad de energía que un sistema termodinámico intercambia con su medio ambiente, es decir, la cantidad de energía que el sistema absorbe o libera a su entorno. En física y química, se suele representar esta magnitud con la letra H y se la mide en julios (J). Teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede comprenderse como un sistema termodinámico, la entalpía hace referencia a la cantidad de calor que se pone en juego en condiciones de presión constante, dependiendo de si el sistema recibe o más bien aporta energía. De acuerdo a esto, todo proceso o transformación puede clasificarse en dos tipos: Endotérmicos. Aquellos que consumen calor o energía del medio ambiente. Exotérmicos. Aquellos que liberan calor o energía hacia el medio ambiente. Dependiendo del tipo de materia que intervenga en el sistema (por ejemplo, sustancias químicas en una reacción), dependerá el grado de entalpía del mismo. (s.n, s.f) 3

PROCEDIMIENTO

3.1. Materiales  1 vaso Dewar sin agitador  1 termómetro de mercurio  1 vaso de precipitados de 100 ml  1 hornilla eléctrica  1 probeta de 100 ml  1 Pipeta de 10 ml  1 Pro pipeta  1 Cronómetro 3.2. Reactivos  Ácido clorhídrico HCl 1 [N]  Hidróxido de sodio NaOH 1 [N]  Agua destilada H₂O 3.3. Procedimiento a) Introducir 25 [ml] de la disolución de NaOH en el calorímetro. Medir la temperatura dentro del calorímetro. b) En intervalos regulares de 20 segundos anotar la temperatura como (Ti) agitando el calorímetro hasta que alcance una temperatura de equilibrio. c) Añadir cuidadosamente 5 [ml] de la disolución HCl y agitar. d) Anotar la temperatura tras añadir el ácido definiéndola como (Tf) en intervalos de 20 segundos hasta que se alcance un valor que se mantenga estable durante algunos minutos. e) Repetir el proceso completo al menos 3 veces.

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DATOS

Prueba 1 TABLA 1. DATOS EXPERIMENTALES – PRUEBA 1 Nº

t(s)

1 2 3 4 5 6 7

0 20 40 60 80 100 120

Temperatura Na(OH) Ti (ºC) 23 23,2 23,2 23,2 23,2 23,2 23,2

Temperatura Na(OH) + HCl Tf (ºC) 23,2 23,2 24 24 24 24 24

En la tabla se muestran los datos de temperatura en grados centígrados y los tiempos en los que fueron tomados estos datos en segundos

Temperatura Na(OH) Ti (ºC) promedio = 23,1714 [°C] Temperatura Na(OH) + HCl Tf (ºC) promedio = 23,7714 [°C] Prueba 2 TABLA 2. DATOS EXPERIMENTALES - PRUEBA 2 Nº

t(s)

1 2 3 4 5 6 7

0 20 40 60 80 100 120

Temperatura Na(OH) Ti (ºC) 23 23 23 23 23 23 23

Temperatura Na(OH) + HCl Tf (ºC) 23 23,5 23,5 23,5 23,7 24 24

En la tabla se muestran los datos de temperatura en grados centígrados y los tiempos en los que fueron tomados estos datos en segundos

Temperatura Na(OH) Ti (ºC) promedio = 23 [°C] Temperatura Na(OH) + HCl Tf (ºC) promedio = 23,6 [°C] Prueba 3 TABLA 5. DATOS EXPERIMENTALES - PRUEBA 3 Nº

t(s)

1 2

0 20

Temperatura Na(OH) Ti (ºC) 22 22

Temperatura Na(OH) + HCl Tf (ºC) 22 22,5

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3 4 5 6 7

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40 60 80 100 120

22 22 22 22 22

22,5 22,5 22,5 22,5 23

En la tabla se muestran los datos de temperatura en grados centígrados y los tiempos en los que fueron tomados estos datos en segundos

Temperatura Na(OH) Ti (ºC) promedio = 22[°C] Temperatura Na(OH) + HCl Tf (ºC) promedio = 22,5[°C] Capacidad calorífica del calorímetro = 173,962 [cal/°C] 5 5.1

CÁLCULOS Y RESULTADOS Gráficas Experimentales

Las gráficas experimentales se hallaron con ayuda del paquete Excel Prueba 1 FIGURA 2. GRÁFICA EXPERIMENTAL: TEMPERATURA NaOH VS TIEMPO

Temperatura NaOH vs Tiempo Temperatura NaOH [°C]

23.25 23.2 23.15 23.1 23.05 23 22.95 22.9 22.85 0

20

40

60

80

100

120

140

Tiempo [s] En la Figura 2 se muestra una gráfica de los datos presentados en la Tabla 1

FIGURA 3. GRÁFICA EXPERIMENTAL: TEMPERATURA NaOH + HCl VS TIEMPO

Temperatura NaOH +HCl [°C]

Temperatura NaOH + HCl vs Tiempo 24.2 24 23.8 23.6 23.4 23.2 23 22.8 22.6

0

20

40

60

80

100

120

140

Tiempo [s] En la Figura 3 se muestra una gráfica de los datos presentados en la Tabla 1

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Prueba 2 FIGURA 4. GRÁFICA EXPERIMENTAL: TEMPERATURA NaOH VS TIEMPO

Temperatura NaOH vs Tiempo Temperatura NaOH [°C]

25 20 15 10 5 0

0

20

40

60

80

100

120

140

Tiempo [s] En la Figura 4 se muestra una gráfica de los datos presentados en la Tabla 2

FIGURA 5. GRÁFICA EXPERIMENTAL: TEMPERATURA NaOH + HCl VS TIEMPO

Temperatura NaOH +HCl [°C]

Temperatura NaOH + HCl vs Tiempo 24.2 24 23.8 23.6 23.4 23.2 23 22.8 22.6 22.4 0

20

40

60

80

100

120

140

Tiempo [s] En la Figura 5 se muestra una gráfica de los datos presentados en la Tabla 2

Prueba 3 FIGURA 6. GRÁFICA EXPERIMENTAL: TEMPERATURA NaOH VS TIEMPO

Temperatura NaOH [°C]

Temperatura NaOH vs Tiempo 25 20 15 10 5 0

0

20

40

60

80

100

120

140

Tiempo [s] En la Figura 6 se muestra una gráfica de los datos presentados en la Tabla 3

FIGURA 7. GRÁFICA EXPERIMENTAL: TEMPERATURA NaOH + HCl VS TIEMPO

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Temperatura NaOH +HCl [°C]

Temperatura NaOH + HCl vs Tiempo 23 22.6 22.2 21.8 21.4 0

20

40

60

80

100

120

140

Tiempo [s] En la Figura 7 se muestra una gráfica de los datos presentados en la Tabla 3

5.2

Cálculo preparación de soluciones

 Calcular el volumen necesario de HCL para una solución de 25 ml 0,1 [N] Datos: Densidad: 1,19 [g/ml] Pureza: 36,5% ml∗1eq−g r HCl ∗1 mol HCl 1000 ml ∗36,5 [ g] HClpuro 1 eq−g r HCl ∗100 [ g ]HCl 1 mol HCl ∗1 [ ml ] HCl 36,5 [ g ]HClpuro 500 1,19 [ g ]HCl ¿ 0,4201 ml HCl



Calcular la masa necesaria de NaOH para una solución de 500 ml 1 [N]

ml∗1 eq−g r NaOH ∗1mol NaOH 1000 ml ∗40 [ g ]NaOH 1 eq−g r NaOH 500 1mol NaOH ¿ 20 g NaOH 5.3

Cálculo moles totales

Para Ácido clorhídrico ml∗1 eq−g r HCl ∗1 mol HCl 1000 ml 5 1 eq−g r HCl ¿ 0,005 mol HCl

Para Hidróxido de Sodio

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ml∗1 eq−g r NaOH ∗1 mol NaOH 1000 ml 25 1 eq−g r NaOH ¿ 0,025 mol HCl

Moles totales = moles de HCl + moles NaOH Moles totales = 0.005 [mol] + 0.025 [mol] Moles totales = 0.03 [mol] 5.4

Cálculo Calor de neutralización

Se calculó el calor de neutralización del sistema con la siguiente ecuación: c∗( T f −T i) (1) n Donde: Tf = Temperatura promedio la mezcla de NaOH +HCl [°C] Ti = Temperatura promedio de NaOH [°C] c = Capacidad calorífica del calorímetro (obtenido en el anterior laboratorio) [cal / °C] n = Moles totales [mol] Q T = Calor de neutralización [cal / mol] QT =

Reemplazamos los datos obtenidos experimentalmente presentes en la sección de datos y en la ecuación 3 reemplazamos los mismos obteniendo: Prueba 1

(

173,962

QT =

[ ](

cal x 23,7714 [° C ]−23,1714[ ° C ] ) °C 0,03 [mol ]

[ ]

Q T =3479,24

cal mol

Prueba 2

(

173,962

QT =

[ ](

cal x 23,6 [ ° C ]−23 [° C ]) °C 0,03[ mol ]

[ ]

Q T =3479,24

cal mol

)

)

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Prueba 3

(

173,962

QT =

[ ](

cal x 22,5 [ °C ]−22[ ° C]) °C 0,03[ mol]

)

[ ]

Q T =2899,3667

cal mol

Promedio de la capacidad calorífica de un calorímetro cal cal cal +3479,24 +2899,3667 3479,24 °C °C °C QT = 3

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

Q T =3285,9489 5.5

cal °C

Reversibilidad de la reacción

Esto se hará por medio de la sumatoria de las energías de Gibbs del cual el resultado nos dirá si la reacción es espontanea o no y por lo cual sabremos si esta es reversible o no. Para determinar si la reacción es espontanea debemos de considerar cual fue la reacción, la cual fue la siguiente: HC l(aq) + NaO H (aq) → NaC l( s) +H 2 O( l) Al ya conocer esta ecuación de la reacción solo necesitamos saber las energías de Gibbs del ácido clorhídrico, del hidróxido de sodio, del cloruro de sodio y del agua.

[ ] [ ] [ ] [ ]

KJ mol KJ ∆ G NaOH =−379,49 mol KJ ∆ G NaCl=−384,14 mol KJ ∆ G H O =−237,13 mol ∆ G HCl=−131,23

2

Con los cuales podemos obtener la energía de reacción: KJ KJ KJ KJ ∆ Greaccion =− −95,30 − −379,49 + −384,14 + −237,13 mol mol mol mol

(

∆ Greaccion =−146,48

[ ]) (

[ ] KJ mol

[ ]) (

[ ]) (

[ ])

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Ya que la sumatoria de la Energía libre de Gibbs sale positiva podemos concluir que la reacción es reversible. 5.6

Determinación del rendimiento

Para calcular el rendimiento de la práctica se debe reconocer cual fue el reactivo limitante en la práctica esto se hará por medio del cálculo de la producción de moles de NaCl con los cuales el reactivo que haya producido menos NaCl será el reactivo limitante. Para el ácido clorhídrico: HCl∗1 mol de NaCl 0,005 mol =0,005 moles de NaCl 1 mol HCl Para el hidróxido de sodio: 0,025 mol

NaOH ∗1 mol de NaCl =0,025 moles de NaCl 1 mol de NaOH

El reactivo limitante es el ácido clorhídrico HCl Ya con el cálculo de moles obtenidos de NaCl por el reactivo limitante podemos obtener cuanto de NaOH se utilizo 0,005 mol

NaCl∗1 mol de NaOH =0,005 moles de NaOH 1 mol de NaCl

La fórmula de rendimiento de la reacción es: 0,005 moles NaOH % rendimiento= 0,025 moles NaOH % rendimiento=20 %

6

APORTE PROPIO

En este caso se recomienda que las soluciones que será utilizadas en laboratorio sean preparadas instantes antes de ser realizada la práctica ya que al ser preparadas mucho tiempo antes de la práctica se pierde la reacción exotérmica al realizar las soluciones y estas entran en equilibrio térmico lo cual produce que la temperatura de esta soluciones sean constantes y por lo cual los valores de temperatura tomados del en este caso la solución de hidróxido de sodio produzca un solo datos de temperatura constantes lo cual no se recomienda para la práctica. Además se recomienda marcar el calorímetro del cual se calculó la capacidad calorífica del mismo para así poder realizar el ensayo en el mismo y así ya tener el dato de capacidad calorífica del calorímetro que se había calculado con anterioridad en otro laboratorio. 7

CONCLUSIONES

Se pudo determinar el calor de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte esto se logró en tres diferentes pruebas gracias a valores experimentales obtenidos en laboratorio y a las ecuaciones que se plantearon en la guía de laboratorio obteniendo las siguientes calores de neutralización: 3479,24

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[cal/mol], 3479,24 [cal/mol] y 2899,3667 [cal/mol] en las prueba 1, 2 y 3 respectivamente. Obtenidos estos datos se pasó a calcular un promedio de estos tres datos el cual fue un calor de neutralización de 3285,9489 [cal/mol]. Además de esto por medio de la energía libre de gibbs se vio si la reacción producida en laboratorio era reversible o irreversible, resultando esta es reversible debido a que la sumatoria de las energías libres de gibbs de cada elemento resulto ser negativa lo cual demuestra que la reacción es reversible. Y por último se calculó el rendimiento de la reacción obteniéndose un rendimiento del 20%.Con todo lo explicado anteriormente se pudo determinar y ver las características del calor de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte.

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BIBLIOGRAFIA 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

S.N (S.F) En Tema 7 Termodinámica Recuperado de: http://umh1228.edu.umh.es/wpcontent/uploads/sites/667/2013/02/TEMA7.pdf (Revisado 21/08/19) S.N (S.F) En Calorimetría Recuperado de: file:///C:/Users/Usuario/Downloads/CALORIMETRIA+13%252C2013.pdf (Revisado 21/08/19) S.N (S.F) En ¿QUÉ ES LA CALORIMETRÍA? Recuperado de: https://elcalor.wordpress.com/category/calor-ytemperatura/que-es-la-calorimetria/ (Revisado 21/08/19) S.N (S.F) En TERMOQUÍMICA Recuperado de: http://www.juntadeandalucia.es/averroes/centrostic/14006217/helvia/aula/archivos/repositorio/0/34/html/quimica2temas/TEMA%203Termoquimica.pdf (Revisado 21/08/19) S.N (S.F) En ENTALPÍA Recuperado de: https://concepto.de/entalpia/ (Revisado 2...