Calor de reacción de neutralización. Christian David Lozano Obando (1640617)
[email protected] Departamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle.
Fecha de realización: 8 de marzo de 2017. Fecha de entrega: 10 de marzo de 2017.
RESUMEN En este laboratorio se determinó la entalpia de una reacción de neutralización y la c apacidad calorífica calorífica del calorímetro utilizado siendo esta 15.8 kJ/°K, este resultado se logró recogiendo datos sobre la temperatura de unas soluciones antes y después de reac cionar, se utilizó teoría termoquímica para darle forma a los datos y así, por medio de métodos experimentales, entender conceptos fundamentales de la termodinámica como la entalpia y la capacidad calorífica.
Palabras clave: capacidad calorífica, entalpía, energía interna, calor.
1. INTRODUCCIÓN
2. METODOLOGÍA EXPERIMENTAL
Uno de los temas de estudio más relevantes de la química es la termoquímica (la cual es una rama de la termodinámica), esta, estudia la relación entre el calor y los cambios químicos producidos en las reacciones; dentro de este tema se encuentran unos subtemas de gran interés aplicativo en muchas áreas, dos de ellos son, la capacidad calorífica y la entalpia, la primera siendo una medida de la cantidad de calor que absorbe una sustancia por unidad de masa a presión presión constante y la segunda que puede ser definida como el cambio de calor a presión constante, en este laboratorio se evidencian experimentalmente sus significados.[1]
Para la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro se tomaron temperaturas a dos sustancias por separado durante 5 minutos, y luego estas se vertieron en un calorímetro y se tomaron las temperaturas en intervalos de 10 segundos durante 5 minutos. Este proceso con las siguientes sustancias: A. B. C. D. E. F.
10mL HCl 1.00M y 10mL NaOH 1.00M 10mL H2SO4 1.00M y 10mL NaOH 1.00M 10mL H2SO4 1.00M y 20mL NaOH 1.00M 10mL H2SO4 1.00M y 30mL NaOH 1.00M 10mL Agua destilada y 10mL NaOH 1.00M 10mL AcOH 1.00M y 10mL NaOH 1.00M
3. CÁLCULOS Y RESULTADOS Para determinar si una reacción es endotérmica o exotérmica en este laboratorio basta con mirar si la temperatura final es mayor a la inicial. Lo cual se cumple para todas las reacciones.
Capacidad calorífica del calorímetro:
Entalpía de reacción NaOH+HCl: =
−57.2
De acuerdo a la Figura 1 y usando la Ecuación 1: = 30.7°C − 24.95°C 24.95°C = 5.75°K 5.75°K Cantidad de ácido que reacciona: = 0.01L ∗ 1.00M = 0.01 mol de HCl
Tabla 1. Tabla de clasificación de reacciones de acuerdo a [2]
Calor de la reacción utilizando ecuación 5:
1
= −57.2
kJ
Usando ecuación 7: rxn = −571.55J pH=9-10
∗ 0.01 mol = −572 J mol
Utilizando la ecuación 6: g = 20.0 mL ∗ 1 = 20.0g mL Ecuación 7:
−(−572J) = Cc ∗ (5.75°K) + 4.18
J ∗ 20g g°K
∗ 5.75°K
572J = Cc ∗ 5.75°K + 4.184
J g°K
∗ 20.0g
∗ 5.75°K (572 − 481.16)J = = . 5.75°K °
Figura 1. Gráfica de T vs t, para reacción A de
Calor de reacción para la primera(A) solución:
De acuerdo a la figura 2
NaOH+HCl.
T
= 32°C − 25.15°C = 6.85°K pH=1-2
Usando la ecuación 7: J − = . ∗ 5.75 K + 4.18 ∗ 20g ° g°K ∗ 5.75°K
qr=-571.55J Ecuaciones: T=T2-T1 Ecuación 1. Cambio de temperatura. =
−qr = qsln + qc Ecuación 2. Entalpía para un sistema consistente de calorímetro + solución.
Figura 2. Gráfica de T vs t, para reacción B de NaOH+ H2SO4.
= ∗ T Ecuación 3. Calor a presión constante.
De acuerdo a la figura 3
− = Cc ∗ T + Csln ∗ msln ∗ T Ecuación 4. Entalpía de reacción.
T
= 34.3°C − 25.65°C = 8.65°K pH=1-2
= reacción ∗ nHCl Ecuación 5. Calor de reacción. = ∗ (2) Ecuación 6. Masa de la solución. − = ∗ (2 − 1) + ∗ ∗ (2 − 1) Ecuación 7. Entalpia de reacción.
GRÁFICAS T vs t. T
Figura 3. Gráfica de T vs t, para reacción C de NaOH+ H2SO4.
= 30.7°C − 24.95°C = 5.75°K
2
De acuerdo a la figura 4 T
= 35.2°C − 25.9°C = 9.3°K pH=11-12
Las reacciones de neutralización realizadas, fueron: + → 2 + 2 + 24 → 24 + 22 2 + 22 → 2()2 + → Ecuaciones 9. Ecuaciones de reacciones de neutralización.
4. DISCUSIÓN DE LOS RESULTADOS Un aspecto importante a la hora de tomar las medidas de temperatura y de preparar todo para las reacciones correspondientes es asegurarse de la precisión del tiempo en el que se está trabajando, ya que esto es un factor decisivo en la determinación del error y/o inexactitud de las medidas de temperatura calor y entalpia, porque si se deja pasar más tiempo del necesario la reacción va a transferir energía hacia los alrededores.
Figura 4. Gráfica de T vs t, para reacción D de NaOH+ H2SO4. De acuerdo a la figura 5 T
= 26.4°C − 26.6°C = −0.2°K pH=9-10
El calor de la reacción A fue de -571.55 lo cual nos indica que libero calor. Un análisis rápido acerca del tipo de reacción se puede basar en la tabla 1, la cual relaciona con el tipo de reacción. Todos los rxn son negativos, esto, debido a que en todas las reacciones la energía de las moléculas de los productos es menor a las moléculas de los reactivos, como se puede observar en la Figura 7.
Figura 5. Gráfica de T vs t, para reacción E de NaOH+Agua destilada. De acuerdo a la figura 6 T
= 31.5°C − 25.8°C = 5.7°K pH=5-6
Al observar los resultados de pH descritos en cada una de las gráficas se puede obtener: X=NaOH Reacción pH Interpretación 9-10 X+HCl pH básico. Exceso de NaOH X+H2SO4 1-2 pH acido, por la presencia del ácido. X+H2SO4 1-2 pH acido, por la presencia de un ácido como el H 2SO4 X+H2SO4 11-12 pH básico, por la presencia mayor de NaOH. 9-10 2 X+H O pH básico, por el NaOH
Figura 6. Gráfica de T vs t, para reacción F de NaOH+AcOH.
3
5-6
X+AcOH
Debido a que se tomó tanto tiempo, es probable que los reactivos intercambien energía con los alrededores, cambiando así el , haciendo las ecuaciones más complicadas, y/o haciendo los cálculos más inexactos (si no se tiene en cuenta la energía transferida).
pH neutro, la base fuerte reacciona con el ácido fuerte Figura 7. Grafica de pH re las reacciones y su interpretación. En la reacción de NaOH+HCl se debería obtener un pH de 7, pero no sucede porque en realidad el ácido no solo reacciona con el OH de la base.
d.
La solución reaccionante no fue agitada antes de tomar las lecturas. Al no agitarse la solución, las temperaturas pueden variar dependiendo del lugar en donde se ponga el termómetro, debido a que esta no ha sido previamente homogenizada.
5. SOLUCIÓN A LAS PREGUNTAS 1. Tablas con resultados obtenidos de T1, T2, T y el tipo de proceso. REACCIÓN
T1
T2
NaOH+HCl
24.95
30.7
5.75
TIPO DE REACCIÓN Exotérmica
NaOH+ H2SO4
25.15
32
6.85
Exotérmica
NaOH+ H2SO4 NaOH+ H2SO4 NaOH+Agua Destilada NaOH+AcOH
25.65
34.3
8.65
Exotérmica
25.9
35.2
9.3
Exotérmica
26.4
26.6
0.2
Exotérmica
25.8 31.5 5.7 Figura 8. Tabla con T1, T2 T
Exotérmica
T
6. CONCLUSIONES Experimentalmente se puede observar una relación entre el valor del cambio de temperatura T y el calor de la reacción lo cual nos permite clasificar las reacciones como exotérmicas o endotérmicas teniendo en cuenta solo los datos de T.[5] La reacción de un ácido con una base produce una reacción exotérmica como se puede evidenciar en la figura 8.
2. Capacidad calorífica del calorímetro. Utilizando la ecuación 7: =
(572 − 481.16)J 5.75°K
= 15.8
El tipo de reacción que predomino fue la exotérmica, por lo tanto, se puede tener una idea que el sistema tuvo desprendimiento de calor (evidenciado en el calor de reacción de A=-571.55J)
J °K
3. Explicación de cómo afecta H los siguientes errores experimentales: a.
Cuando se transfiere el termómetro sin lavar de la solución al acido. Provoca un cambio en el valor real de entalpia debido a que contamina la muestra.
7. REFERENCIAS [1]. Brown T., Bursten B., LeMay H. Chemistry: The Central Science. 8th Edition., Prentice Hall. 2000. Pp 145-165. [2]. Termoquímica. Disponible en: http://joule.qfa.uam.es/beta2.0/temario/tema6/tema6.php (Consultado el 10 de marzo de 2017). [3] Guía laboratorio de química II. Universidad del Valle. Colombia. Pp 5-11. [4]Le Chatelier’s Principle Disponible en
b. El recipiente del calorímetro estaba húmedo cuando se transfirió el ácido . Es posible que la humedad que se encuentra en el recipiente afecte la temperatura del ácido que está siendo transferido al recipiente, alterando así el valor de . c.
El tiempo que se tardó en mezclar el ácido y la base fue en su totalidad 4 minutos .
4
http://www.chemguide.co.uk/physical/equilibri a/lechatelier.html
[5] fundamentos de la termodinámica. Disponible en http://joule.qfa.uam.es/beta2.0/temario/tema6/tema6.php
5
