Práctica N° 5 Fisicoquímica I-ANY Chima PDF

Preview

Summary

Warning: TT: undefined function: 32PRÁCTICA N° 5. TERMODINÁMICA (LEY DE HESS)Fisicoquímica IAny Chimá OliveroDuban Restrepo PreteltLuisa María Martínez PintoMaría Camila Ozuna BolañoDocente: Manuel Silvestre Páez MezaUniversidad de CórdobaFacultad de ciencias básicasDepartamento de química2020PRÁCTI...

Description

PRÁCTICA N° 5. TERMODINÁMICA (LEY DE HESS)

Fisicoquímica I

Any Chimá Olivero Duban Restrepo Pretelt Luisa María Martínez Pinto María Camila Ozuna Bolaño

Docente: Manuel Silvestre Páez Meza

Universidad de Córdoba Facultad de ciencias básicas Departamento de química

2020

PRÁCTICA N° 5. TERMODINÁMICA (LEY DE HESS). Objetivos   

Calcular entalpía de disolución del hidróxido de sodio en agua. Determinar la entalpía molar de neutralización de NaOH en solución acuosa con solución HCl Comprobar la Ley de Hess con los resultados obtenidos en los experimentos anteriores.

Resumen Se determinó la entalpía de disolución del NaOH en agua, y la entalpía molar de neutralización de este mismo en solución acuosa, haciendo uso de los conceptos establecidos por la ley de Hess. El procedimiento se realizó en tres fases o experimentos, para los cuales se utilizó hidróxido de sodio sólido y soluciones de hidróxido de sodio (NaOH) 0.5 M y de ácido clorhídrico (HCl) al 2,5 M, en los cuales la temperatura de las soluciones preparadas debe ser igual para todas, siendo esta el principal factor a tener en cuenta; por consiguiente, se sumergió cada solución preparada en un baño de agua a temperatura ambiente. Este método requirió del uso de termómetros, Beacker, un Erlenmeyer, una balanza y un calorímetro, cuyo montaje consistió en preparar las soluciones, colocarlas en el calorímetro y medir la temperatura cada 30 segundos. De lo anterior, se hicieron las mediciones correspondientes con relación de tiempo vs temperatura, de las cuales se dedujeron los cálculos de entalpía requeridos, obteniendo como resultado valores de -1024,13, -3093,98 y -2064,16 Jules. Tras hacer el análisis del experimento se determinó una relación proporcional del tiempo con respecto a la temperatura de dilución y neutralización, también se compararon los conceptos teóricos con los experimentales lo cual nos arrojó una variación entre ellos, lo que se debe en gran medida a las condiciones de laboratorio y errores en el experimento. Introducción La ley de Hess nos dice que si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas, es decir, que los cambios de entalpía son aditivos 1. Es así que para una reacción dada, la variación de entalpía solo depende del estado inicial de los reactivos y del estado final de los productos. Con la ley de Hess podemos calcular el cambio en la entalpía (ΔHr) de una reacción. En esta práctica comprobamos la Ley de Hess calculando la entalpía de disolución del NaOH en agua y la entalpía molar de neutralización del NaOH en solución acuosa con HCl. Fundamentos de la práctica. Entalpía H: En las reacciones químicas, los enlaces entre átomos pueden romperse, reconstituirse o experimentar ambos procesos, ya sea para absorber o liberar energía. El resultado es un cambio de la energía potencial del sistema. El calor que absorbe o libera un sistema sometido a presión constante se conoce como entalpía, y el cambio de entalpía que 1

https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Hess#:~:text=Aplicaciones,global%20y%20de%20otros%20pasos.

(1)

se produce en una reacción química es la entalpía de reacción. La entalpía de reacción se escribe ΔHr. La entalpía H se define matemáticamente como 𝐻 = E + PV ΔHr = ΔE + Δ(P)V (2) Calor específico (c): Se obtiene a partir de la capacidad calorífica y representa la dificultad con que una sustancia intercambia calor con el entorno. Es una característica de las sustancias que forman los cuerpos y es independiente de la masa. Es la cantidad de calor que la unidad de masa de la sustancia tiene que intercambiar con su entorno para que su temperatura varíe un kelvin. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kilogramo por kelvin (J/kg·K) aunque también se usa con frecuencia la caloría por gramo y por grado centígrado (cal/g·ºC). Está dada por: 𝑐=

𝐶 𝑚

(3)

Donde: c= calor específico m= masa C= capacidad calorífica Ácidos y Bases según Arrhenius: La teoría de ácidos y bases de Arrhenius fue propuesta originalmente por el químico sueco Svante Arrhenius en 1884, quien sugirió clasificar ciertos compuestos como ácidos o bases de acuerdo con el tipo de iones que se forman cuando el compuesto se añade al agua. 

Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de H+ en una solución acuosa.



Una base de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de OH- en una solución acuosa.



En solución acuosa, los iones H+ reaccionan inmediatamente con las moléculas de agua para formar iones hidronios, H3O+.



En una reacción ácido-base o reacción de neutralización, un ácido y una base de Arrhenius reaccionan generalmente para formar agua y una sal. Neutralización: Se llama neutralización a la reacción que se produce entre disoluciones acidas y básicas. Todas estas reacciones dan como producto una sal y agua. La ecuación general que representa este tipo de reacción es:

Por ejemplo, la reacción de neutralización que se produce entre el ácido nítrico (HNO3) y el hidróxido de potasio (KOH) es:

Como se puede observar en la reacción, la sal se forma entre el anión ( catión (K+).

) del ácido y el

Otra reacción de neutralización es la que se produce entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio.

Como se puede observar en la reacción, la sal se forma entre el anión ( 2 cationes (Na+) de la base, más 2 moléculas de agua.

) del ácido con

La variación de entalpia (∆H) en las reacciones de neutralización entre ácidos fuertes y bases fuertes, es siempre la misma.

Ley de Hess: La Ley de Hess permite el cálculo de la variación de la entalpía, que es la cantidad de energía presente en las sustancias después de sufrir reacciones químicas. Esto se debe a que no es posible medir la entalpía en sí, sino su variació n. Esta Ley subyace al estudio de la termoquímica, fue desarrollada experimentalmente por Germain Henry Hess, quien estableció: La variació n de la entalpía (ΔH) en una reacción química depende solo de los estados de reacció n inicial y final, independientemente del número de reacciones. El cambio de entalp ía se puede calcular restando la entalpía inicial (antes de la reacción) de la entalpía final (después de la reacción): ΔH = ΔH𝑖 + ΔH𝑓

(4)

Como este cálculo solo considera los valores iniciales y finales, se concluye que la energía intermedia no influye en el resultado de su variació n. Este es un caso particular de la Principio de conservación de energía , la primera ley de la termodinámica.

Material, equipo y reactivos empleados. Erlenmeyer 250 mL

Ilustración 1

Termómetro

Ilustración 2

Vaso de precipitados 150 mL

Agitador de vidrio

Ilustración 3

Ilustración 4

Vidrio de reloj

Balanza

Ilustración 5

Ilustración 6

Agua destilada

Calorímetro

Ilustración 7

Ilustración 8

NaOH sólido

HCl 2,5 M.

Ilustración 9

Ilustración 10

Procedimiento experimental  Proceso 1 Se preparó y dejó termostatizando 100 cm3 de agua, medida con probeta. Una vez fue termostatizado el líquido se colocó en el calorímetro, se tapó y agitó suavemente. Se tomó la temperatura cada 30 segundos y graficó T vs. Tiempo, en forma análoga a lo realizado en las etapas anteriores.

Se midió la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Se tuvo en cuenta que todo el NaOH se haya disuelto. Se graficó y determinó ∆T1.

Antes de realizar la próxima experiencia se lavó perfectamente el calorímetro y accesorios con agua. Se enjuagó varias veces a fin de enfriar el termómetro y el calorímetro hasta la temperatura inicial.

Se pesó aproximadamente 1 g de NaOH (s) con una aproximación de 0,01 g en un pequeño recipiente con tapa.

Después de pesar, se devolvió el NaOH al interior del desecador y se tapó el desecador. Se realizó esta operación con rapidez, ya que el NaOH (s) se hidrata con facilidad; se tuvo en cuenta para ello que 1 g del sólido corresponde a una espátula llena.

Se vertió este sólido en el calorímetro y tapó rápidamente. Para ayudar a la disolución del NaOH se agitó el líquido contenido en el calorímetro aplicando movimientos circulares suaves, sin que el calorímetro se separara de la mesada.



Proceso 2

Se preparó y dejó termostatizando 100 cm3 de HCl 0,25 M, medidos con probeta. Una vez termostatizado el líquido se colocó en el calorímetro, se tapó y agitó suavemente.

Se midió la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Grafique y determine ∆T2. Enjuague varias veces el calorímetro y el termómetro como en el proceso 1.



Se repitió todo el procedimiento anterior: se tomó la temperatura cada 30 segundos y graficó T vs. Tiempo. Se vertió 1 g de NaOH (s) en el calorímetro, se tapó rápidamente y agitó.

Se repitió todo el procedimiento anterior: se tomó la temperatura cada 30 segundos y graficó T vs. Tiempo. Se vertió 1 g de NaOH (s) en el calorímetro, se tapó rápidamente y agitó.

Proceso 3

Se preparó y dejó termostatizando 50 cm3 de HCl 0,5 M y 50 cm3 de NaOH 0,5 M medidos con probeta. Una vez termostatizadas ambas soluciones, se colocó una de ellas en el calorímetro, se tapó y midió la temperatura.

Se introdujo un embudo a través de la tapa del calorímetro, en el orificio preparado para tal fin. Se agregó lo más rápidamente posible la segunda solución y se agitó suavemente

Una vez concluido egado se retiró el embudo de la tapa; la ranura de goma se cerró disminuyendo la pérdida de calor. Se midió la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Grafique y obtenga ∆T3.

Cálculos, resultados y análisis Teniendo en cuenta la problemática mundial por el covid-19 no desarrollamos el laboratorio en modo presencial, por tal motivo todos los datos de este informe fueron tomados de la referencia N° 1. (5)

Dónde: m1= masa inicial de agua m2 = masa de agua que se agrega después Cp = calor especifico del agua Calorímetro = capacidad calorífica del calorímetro Tf = temperatura del equilibrio T1 = temperatura inicial de m1 T2 = temperatura inicial de m2 Tabla 1 – Calorímetro Datos Resultados m1 50g m2 50g 𝐽 Cp 4,184 𝑔 ℃ Tf T1 T2

21ºC 28ºC 11ºC

Para el cálculo se debe tener en cuenta que el calor específico tanto del ácido como de la base se considera igual al que posee el agua, esto debido principalmente a que se encuentran muy diluidas. Despejando Calorímetro obtenemos:

A. Entalpia de disolución de NaOH.

Tabla 2. Datos de la disolución de NaOH en agua. Disolución de NaOH en agua. H2 O NaOH Masa (g) Solución Inicial Temperatura de la solución (ºC) Final

100 0,96 100,96 25 27

Para calcular la entalpia de disolución de NaOH procedemos de la siguiente manera: (6)

Donde: ΔH1 =entalpía de disolución del NaOH C= capacidad calorífica ΔT= variación de la temperatura m = masa de la solución Despejamos ΔH1 de la ecuación (6) (7)

Grafico 1. Curva T vs t en disolución de NaOH

Tabla 3. Datos de disolución de NaOH(S) en HCl (ac) DISOLUCION DE NaOH(S) EN HCl (ac) H2 O 100 HCl 0,91 Masa (g) NaOH 0,91 Solución 101,82 Inicial 28 Temperatura de la solución (ºC) Final 34 Calculamos la entalpia: Hacemos uso de la ecuación (7), esta vez para ΔH2.

Donde: ΔH2 =entalpia de la disolución del NaOH más la neutralización C= capacidad calorífica ΔT= variación de la temperatura m = masa de la solución

Grafico 2. Curva T vs t en disolución de NaOH(s) en HCl (ac)

C. Entalpia de neutralización de NaOH con HClC. Entalpia de neutralización de NaOH con HCl

DISOLUCION DE NaOH + HCl HCl NaOH Masa (g) Solución Inicial Temperatura de la solución Final (ºC)

0,91 1,00 101,91 31 35

Calculamos la entalpía: De nuevo utilizamos la ecuación (7), para ΔH3.

Donde: ΔH3 =entalpia de la neutralización C= capacidad calorífica ΔT= variación de la temperatura m = masa de la solución

Grafico 3. Curva T vs t neutralización de NaOH en HCl.

COMPROBACION DE LA LEY DE HESS a) Comparamos ΔH2 con ΔH1 + ΔH3

Tal como se mencionaba con anterioridad: “Como el sistema se supone adiabático, la suma de los calores involucrados es igual a cero”, sin embargo, vemos que el resultado obtenido no es el esperado según el enunciado propuesto, pero cabe resaltar que se acerca mucho a este teniendo en cuenta la dificultad para su comprobación dado a los errores e inexactitudes que pudimos tener al tomar las mediciones durante la práctica. Cuestionario 1) ¿Qué requisitos debe reunir una reacción química para poder determinar su ∆H con precisión mediante mediciones calorimétricas tales como las realizadas en el trabajo práctico? Durante cualquier reacción química, el calor puede absorberse desde el medio ambiente o liberarse al medio ambiente a través de la reacción. El intercambio de calor entre una reacción química y su entorno se conoce como la entalpía de reacción o H. Sin embargo, H no se puede medir directamente; en cambio, los científicos usan el cambio en la temperatura de una reacción con el tiempo para encontrar el cambio de entalpía en el tiempo (indicado como ΔH). Con el dato de ΔH un científico puede determinar si una reacción desprende calor (o "es exotérmica") o absorbe calor (o "es endotérmica"). En general ΔH = m x s x ∆T, donde m es la masa de los reactivos, s es el calor específico del producto, y el ΔT es el cambio en la temperatura de la reacción. Aplicar la ley de Hess consiste en modificar todas las reacciones que se presenten como dato, para que al sumar todas aquellas quede la reacción a la que se debe llegar, que es aquella de la que hay que calcular su entalpia. Para ello, se sigue los siguientes requisitos: 1. Todas las reacciones deben estar debidamente ajustadas antes de empezar a hacer cualquier cálculo. 2. Si en una reacción una sustancia está como reactivo y en la relación está como producto, hay que dar la vuelta a la reacción. Su entalpía cambiará de signo. 3. Los coeficientes estequiométricos deben ser los mismos en ambas reacciones: si en la reacción de un reactivo o producto hay 5 moles en la reacción y hay 1 mol de dicha sustancia, tendremos que multiplicar esta reacción por 5. Su entalpía también se debe multiplicar por ese número. 4. Cuando hayamos acabado de transformar las reacciones hay que sumarlas teniendo en cuenta que determinadas sustancias aparecen unas veces como reactivo y otras veces como producto, por lo que se elimina total o parcialmente. 5. Si sumando todas las reacciones obtenemos la reacción, la entalpía de esta será la suma de las entalpías de las reacciones. 2) ¿Cómo puede determinarse ∆H de reacciones que no cumplen con los requisitos especificados en (1)?

No seguir los pasos previamente mencionados de forma adecuada y correcta, con lleva posiblemente a un error al momento de calcular el ∆H. Por obvias razones, sino se procede de forma precisa en la resolución de la reacción; no se podrá calcular los siguientes pasos posteriores. Los anteriores criterios son fundamentales para poder llegar al resultado teórico aproximado o exacto, propuesto por la ley de Hess, para la determinación de la entalpia. Cuando los reactivos se convierten a productos, el cambio de entalpía es el mismo, independientemente de que la reacción se efectúe en un paso o en una serie de pasos.

3) Si se desea determinar el cambio de entalpía asociado a una reacción química mediante una experiencia calorimétrica, ¿es necesario conocer la constante del calorímetro empleado? Justifique. Si, debido al que el calor desprendido por la reacción también se conducirá al calorímetro, el cual es un recipiente aislado y adiabático e impide el cambio de calor con el medio. Por lo tanto, solo se tendrá en cuenta el estado inicial y final de la reacción, dentro de dicho recipiente. 4) Diseñe un método para determinar la constante de un calorímetro que posee una resistencia calefactora de magnitud R (ohm) por la que puede aplicarse una corriente i (Ampere) durante un tiempo t (segundos). La energía que entrega la resistencia (Joule) es i2Rt. La energía del calorímetro esta expresada por: (8) ΔU=Ck ΔT El calor es cero por ser un sistema adiabático: Q=0 ; W=I2Rt De manera que, por primera ley de termodinámica: ΔU=ΔQ + ΔW; ΔQ=0 ΔU=ΔW CkΔT= I2Rt (9) Ck= I2Rt / ΔT Con esta expresión es posible hallar la constante de un calorímetro. 5) ¿Se verá afectado el valor de la constante del calorímetro si las temperaturas se expresan en K en lugar de °C? No, ya que la diferencia de temperatura experimentada por la reacción resulta igual tanto con la escala Celsius como la del señor Kelvin. 6) La variación de entalpía que acompaña a la reacción: MOH (s) + HCl (aq) → M+(aq) + Cl-(aq) + H2O Donde M es un metal, es ∆H = -24 kcal mol-1. Se desea determinar experimentalmente esta entalpía mediante un calorímetro que contiene 100 cm3 de HCl (aq), similar al usado en el laboratorio, cuya constante es 0,03 kcal K-1 (incluyendo el termómetro), utilizando un termómetro graduado al 0,1° C. ¿Cuál es la mínima masa de MOH (s) que debe pesarse si se

desea que el error cometido en la determinación de ∆T sea menor del 5%? Desprecie el error de la constante del calorímetro. Datos: ArM = 23; ArO = 16; ArH = 1; Capacidad calorífica del agua = 1,00 cal g-1 K-1. VHCl=100 mL Ck=0,03 kcal/K =30cal/K Cp=1cal/gK ΔH=-24kcal/mol=-24000cal/mol Primero debemos calcular el cambio de temperatura ΔT: -Graduación termómetro= 0,1ºC -%Error (ΔT)= 5%

A continuación, asumimos todas las densidades como 1,00g/mL, por lo tanto: -mHCl=100g

Resolviendo la ecuación, nos queda: ∆𝐻 = −260 𝑐𝑎𝑙 − 2𝑚

𝑐𝑎𝑙 𝑔

(10)

Necesitamos la entalpia, el problema nos proporciona la entalpia molar, de manera que: ∆𝐻 ∆𝐻𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 ∆𝐻 = ∆𝐻𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 ∗ 𝑛 𝑚 (11) ∆𝐻 = ∆𝐻𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 ∗ ( ) 𝑝𝑚 Remplazando (11) en (10):

Por último, despejando m y operando cada valor obtenemos: m: 0,435g 7) En el mismo calorímetro del ejercicio anterior se neutralizan 70 cm3 de HCl 0,01 M con 30 cm3 de NaOH 0,02 M. Sabiendo que el ∆H de neutralización es -13,6 kcal por mol de agua formada, calcule la variación de temperatura producida en el calorímetro.

Considere que las soluciones de ácido y base son lo suficientemente diluidas como para que en el proceso de mezclado de las mismas pueda despreciarse el calor de dilución. Suponga que la densidad y la capacidad calorífica de las soluciones son los del agua pura. Datos: VHCl = 70 ml CHCl = 0,01 M VNaOH = 0,02 M CNaOH = 0,02 M ΔH = - 13600 cal/mol Ck = 30 cal/K Cp = 1 cal/gºC Por asumir la densidad de las soluciones igual a las del agua pura, tenemos:

mT = mHCl + mNaOH MT = 70g + 30g = 100g De manera que por medio de la fórmula:

ΔT = 580,6°C 8) Explique por qué todas las reacciones de neutralización de ácido fuerte con base fuerte tienen un valor de ∆H = -13,6 kcal mol-1. Esta constante en la entalpia de neutralización, se entiende fácilmente cuando se recuerda que los ácidos, bases fuertes y las sales, 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. Conclusión De esta práctica, podemos concluir que La ley de Hess es de utilidad al momento de determinar la variación de entalpia de procesos a los cuales no se puede calcular directamente su variación, p...