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Escuela Superior Politécnica del Litoral Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales Laboratorio de Físico Química Práctica #7 “CALOR DE NEUTRALIZACIÓN”

Integrantes: Portes Johanna Pacheco Yesenia Vera Paola Paralelo: 1 Profesor: Bernardo Mora Fecha Entrega: 15 de julio del 2014

OBJETIVOS Realizar medidas calorimétricas y verificar la Ley de Hess dentro del margen de los errores experimentales. Determinar el calor de reacción de un ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH). Posteriormente, lo compararemos con el valor teórico y analizaremos las posibles fuentes de error que han afectado al experimento. MARCO TEORICO CALOR DE DISOLUCIÓN El calor de solución es la variación de entalpia relacionada con la adicion de una cantidad determinada de soluto a una cantidad determinada de solvente a temperatura y presión constantes. El calor de dilución es el calor transferido desde el entorno cuando se aprega solvente adicional a la solución. El calor de dilución de una solución depende de la concentración original de la solución y de la cantidad de solvente añadido. El calor de formación de una solución es la entalpia relacionada con la reacción (Castellan, 1974). El calor que se desprende o absorbe al disolver una sustancia depende de la cantidad de agua o del disolvente que se emplee, la definición del calor de disolución ha de hacerse de forma que solo se especifique la concentración de la disolución formada. Si la dilución es tan grande que cualquier dilución posterior no fuese acompañada de ningún efecto térmico, entonces el calor medido por mol de soluto se conoce como calor de disolución a dilución infinita. Sin embargo, normalmente no es posible determinar este calor de disolución directamente y, por tanto, se debe fijar el número de moles de agua en que esta disuelto un mol de soluto. Además, es preciso sentar una diferencia clara entre la cantidad conocida como calor integral de disolución (que es el calor que se mide cuando 1 mol de soluto se disuelve en x moles de disolvente) y el calor molar parcial de disolución. Este último es la variación de calor por mol de soluto cuando una cantidad infinitesimal de sustancia se disuelve en una gran cantidad de disolución de concentración establecida (B. P. Levitt, 1979). LEY DE HESS: El paso de los reactivos a los productos finales puede hacerse directamente o a través de una serie de estados intermedios, y se cumple que: "la variación de la entalpía en la reacción directa es la suma de las entalpías de cada una de las reacciones intermedias", ya que al ser la entalpía una función de estado, no depende del camino seguido sino de las condiciones iniciales y finales. Esto es lo que se conoce como la ley de Hess, formulada en 1840, y a través de ella podemos calcular variaciones de entalpía de una reacción con tal de que pueda obtenerse como suma algebraica de dos o más reacciones cuyos valores de variación de entalpía son conocidos.

Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se deben cumplir siempre: Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una reacción que se realiza a una Temperatura y a una Presión determinadas, es siempre el mismo, independientemente de la que reacción transcurra en uno o varios pasos. Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es directamente proporcional a la cantidad de reactivo utilizado o de producto obtenido. Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos reacciones inversas, son iguales en magnitud pero de signo contrario. Si se conocen las entalpías estándares de formación de reactivos y productos, se puede calcular la entalpía estándar de reacción ∆H◦r, con más exactitud. Si se tiene una reacción: aA + bB → cC + dD La entalpía estándar de reacción, está dada por: ∆H0r = ∑∆H (productos) - ∑∆H (reactivos) En donde:  ∑∆H (reactivos) = [a∆H◦f de A + b∆H◦f de B]  ∑∆H (productos) = [c∆H◦f de C + d∆H◦f de D] Donde a, b, c, y d corresponden al número de moles de A, B, C y D. La entalpía estándar de formación para un mismo compuesto, es diferente en cada una de las fases en las que se presente.i PROCEDIMIENTOS Y MATERIALES: A. DETERMINACION DEL CALOR DE DISOLUCION DEL NaOH     

MATERIALES: Calorimetro de poliestireno Balanza Probetas de 50ml NaOH (pellets) Agua destilada PROCEDIMIENTO:

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

Pesar un vidrio reloj vacío Pesar 8 g de NaOH (s) Colocar en el calorímetro de poliestireno 70 g de H20 Colocar un termómetro en el vaso Medir la temperatura inicial ambiente Verter lentamente el NaOH en el recipiente pequeño y agitar constantemente. Medir las temperaturas cada 40 segundos, hasta llegar a un equilibrio térmico.

B. DETERMINACIÓN DEL CALOR DE LA REACCIÓN ENTRE EL HIDRÓXIDO SÓDICO Y EL ÁCIDO CLORHÍDRICO MATERIALES:     

2 Probetas (25 ml) Termómetro (± 0,5 ºC) Vaso de poliestireno con tapa y agitador Disolución 1M de NaOH(ac) Disolución 1M de HCl(ac) PROCEDIMIENTO:

1. Colocamos en las probetas 25 ml de HCl y 25 ml de NaOH y medimos la temperatura inicial 2. Vertemos el de ácido en el vaso de poliestireno y luego la base y con el agitador removemos para que reaccionen bien las sustancias. Ponemos la tapa y por el agujero introducimos el termómetro para medir la temperatura de la reacción. CÁLCULOS I. DETERMINACION DEL CALOR DE DISOLUCIÓN DEL NaOH Cálculo de la cantidad de calor del NaOH: Datos: m= 78 g T0= 27 °C Tf =53 °C

q=m × Cp× ∆ T q=78 ×1 × ( 53− 27) q=78 × 1 × 26

q=2028 cal ×

1 KJ 4.18 J × 1 cal 1000 J

q=8.47 KJ Cálculo del número de moles:

8 gNaOH ×

1 mol NaOH =0.2 mol 40 g NaOH

Finalmente, cálculo de la entalpía:

∆ H=

8.47 KJ 0.2 m ol

∆ H =42.35

KJ mol

Disolución acuosa del NaOH:

−¿ ¿ +¿+OH ¿ NaOH + H 2 O → Na

Datos:

∆ H 0 NaOH=− 426.7 +¿=−239.7

KJ mol

KJ mol

∆ H 0 Na¿ KJ −¿=−230 mol 0 ∆ H OH ¿ % Error:

% Error =

∆ H =∑ m ∆ H productos−∑ n ∆ H reactivos ∆ H= [ (−1 )(−230 )+ ( 1 )(−239.7 ) ]− [ ( 1 ) (−427.7 ) ]

∆ H=−42

KJ mol

42.35 −42 42

% Error=0.83 % Cálculo de la molaridad: Datos: Vsolución = 70 ml

M=

moles soluto Lde disolución

Moles NaOH= 0.2 mol

M=

0.2 0.07

M =2.86 M II. DETERMINACIÓN DEL CALOR DE LA REACCIÓN ENTRE EL HIDRÓXIDO SÓDICO Y EL ÁCIDO CLORHÍDRICO Datos:

Tf = 35 °C Sol. 0.5 M NaCl

ρ=1.02

m V m=ρ ×V m=1.02 ×50 ρ=

T0= 27 °C

g cm3

Cp=4.02

q=m× Cp × ∆ T q=51× 4.02 ×( 35 −27 ) q=1.6 KJ

m=51 g .

J g .° C

NaCl= 58.45 Cálculo de la entalpía:

51 g NaOH ×

1 mol NaOH =0.87 mol NaOH 58.45 g NaOH

1.6 KJ 0.87 mol KJ ∆ H =1.84 mol ∆ H=

ANÁLISIS DE RESULTADOS De acuerdo a los resultados se obtuvo un bajo porcentaje de error en el cálculo de entalpía, esto se debe a que el vaso de poliestireno resultó ser un gran aislante debido al alto valor de calor específico el que no hubo un gran desprendimiento de calor hacia los alrededores, por lo que el calor se logró mantener dentro del vaso, y de esta forma se registró correctamente la temperatura de la reacción entre el hidróxido sódico y el ácido clorhídrico; y la temperatura de disolución del NaOH. RECOMENDACIONES Para lograr tener una lectura correcta de la temperatura de la reacción agitar constantemente y fuertemente el hidróxido de sodio, y tener a la vez el termómetro en el vaso y una vez que se observe que la temperatura permanezca constante tapar el vaso y registrar esta temperatura. Se recomienda después de cada práctica enjuagar el termómetro con agua destilada para evitar errores en la medición de la temperatura. Pesar la muestra y transferirla inmediatamente al sistema para evitar que reaccione fuera del recipiente. CONCLUSIONES Se logró verificar la Ley de Hess obteniéndose un ligero margen de error experimental, la misma que se refiere que la variación de entalpía de las reacciones químicas obtenida en una sola etapa es la misma obtenida en varias etapas. Cuando la cantidad de solvente por mol de sustancia es grande, se encuentra ordinariamente que una dilución posterior no produce un efecto térmico significativo. Cuando se realiza una neutralización, una determinada cantidad de calor va a ser liberada, notamos que la temperatura de equilibrio va tomando valores hasta llegar a un máximo para luego regresar a una temperatura final, la cual permanece constante. BIBLIOGRAFÍA Castellan Gilbert W, Fisicoquimica, 1974 segunda edición, pág. 144. B. P. Levitt, Quimica Fisica- Práctica de Findlay, 1979 Novena edición, pág. 246

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