DETERMINACION CALOR DE FORMACION DEL CH3COONa ACETATO DE SODIO
PRESENTADO POR: GRUPO Nº1 SERGIO RANSES SANCHEZ GAMBOA 1640300
PRESENTADO A: QUIMICO. RICARDO LEÓN MORA BASTO
UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS Y DEL MEDIO AMBIENTE PROGRAMA INGENIERIA AGROINDUSTRIAL SAN JOSE DE CUCUTA 2013
INTRODUCCION
Investigar las formas en que el calor se libera en las reacciones químicas es una parte importante de la termodinámica. De estas investigaciones se desprenden diferentes conceptos y ecuaciones que nos dan una forma de comportamiento de las reacciones químicas. Ejemplo de lo anterior es La capacidad calorífica a presión constante, CP, que se define como la relación entre el calor producido o absorbido, (QP), y la variación de temperatura T 2- T1
Qp = ∆H ; Cp = QP
∆T = ∆H
∆T
Esta capacidad calorífica al dividirla por la cantidad de gramos y aparte por la cantidad de moles nos da la siguiente expresión: Masa Moles Lo anterior nos permite calcular el calor específico (la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius)) o la capacidad calorífica molar (la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de mol de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius)).Otro concepto de termodinámica veremos en este informe es la ley de Hess, la cual establece lo siguiente: ³si 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´. Esta ley se utiliza para deducir el cambio de entalpía (cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos.
1. OBJETIVOS 1.1 Objetivo general:
Determinar Del calor de formación de un compuesto CH 3COONa usando la ley de Hess y basándose en algunas mediciones experimentales y en otras tomadas de la literatura.
1.2 Objetivos específicos:
Medir las entalpías de neutralización de varias reacciones y compararlas.
Aplicar la ley de Hess al cálculo de una entalpía de reacción.
2. PROCEDIMIENTO En la realización de esta práctica se utilizaron los materiales y reactivos que se mencionaran a continuación:
Calorímetro a presión constante Vidrio de reloj Frasco lavador Agitador de vidrio Termómetro Probeta de 100mL Espátula Vaso de precipitado de 100mL Balanza analítica
C2H3NaO2(s) CH3-COOH 1.5M Na2CO3 puro y seco NaOH 1.5M Agua destilada
CALOR DE DISOLUCION C2H3NaO2: Agregamos 200 mL de H2O destilada a temperatura ambiente (Ti) en el calorímetro, seguidamente agregamos 8.00 gramos de C 2H3NaO2(s), agitamos hasta disolver con ayuda del termómetro y registramos durante 5 minutos, cada 30 segundos una temperatura en cada lapso de tiempo, es decir un total de 10 temperaturas tomadas, dentro de las cuales observamos aquella que sea la mas alta o la mínima, esta entonces será la Tf.
CALOR DE NEUTRALIZACION ENTRE EL NaOH Y EL CH3-COOH Después de calcular el calor de disolución C 2H3NaO2, procedimos a desechar la solución y volvemos a utilizar el calorímetro previamente limpio. Esta vez agregamos 100 ml de CH 3-COOH 1.5 M y en una probeta añadimos por aparte de 100 ml NaOH 1.5 M, las cuales como notamos se encuentran a la misma Molaridad y Volumen, por lo que se supone que se deben encontrar a la misma temperatura del ambiente (Ti), a continuación vertimos los 100ml de NaOH que se encontraban en la probeta, a el calorímetro que contiene 100 ml de CH 3-COOH, también previamente medidos en la probeta y empezamos agitar con el termómetro durante 10 minutos, cada 30 segundos tomamos una temperatura. La máxima temperatura alcanzada es T f .
3. RESULTADOS Y ANALISIS
CALOR DE DISOLUCION DEL CH3COONa: CH3CO2 + Na+ + H2O
C2H3NaO2 + H2O
CH3CO2 + Na+ + H2O =CH3COONa(acuoso)
Cp(disol)=0.96 cal/gºc =4.16 J/gºc capacidad calorífica 4,34 J/g ° C o 1 cal / gr * ºC Densidad de disolución =1g/mL.
Tiempo (segundos)
T°c
30 60 90 120 150 180 210 240 270 300
29 28 28 28 28 28 28 28 29 29
Teniendo en cuenta entonces la Temperatura mínima registrada 28ºc.temperatura ambiente del calorímetro con el agua destilada 30ºc. Tabla1.resultados obtenidos respecto a la temperatura y el tiempo en calor de disolución.
RELACION: 8.03g CH3COONa
-1872.41J
82g CH3COONa
XQ (J)
Calcule el calor de disolución por mol de acetato de sodio CH 3COONa
/ mol
CALOR DE NEUTRALIZACION ENTRE EL NaOH Y EL CH3-COOH: NaOH + CH 3-COOH
CH3-COOHNa + H 2O
Sabiendo que Cp(disolución)= 0.96 cal/gºc Densidad de disolución=1g/mL Tabla1.resultados obtenidos respecto a la temperatura y el tiempo en calor de neutralización. Luego,
Tiempo (segundos)
T°
30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330 360 390 420 450 480 510 540 570 600
39 39 38 38 38 38 38 38 38 38 38 38 38 38 37 37 37 37 37 37
CH3-COOH= NaOH =
RELACION: 0.15mol CH3COONa
-7222.4J
1 mol CH3COONa
XQ J
Calcule el calor de neutralización por mol de acetato de sodio CH3COONa
REACCION ESTEQUIOMETRICA → → → →
_________________________________ → Calor de neutralización
→
CUESTIONARIO
1. Defina la ley de Hess y discuta su utilidad.
Establece 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», esto es, que los cambios de entalpía son aditivos: ΔH neta = ΣΔHr.
Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de los reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica; El propósito de este planteamiento es analizar de forma muy breve las bases de la Termoquímica como una solución a problemas de transferencia de calor en dichos procesos. La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en u na reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros 2
pasos. En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en que ya han sido tabuladas los calores de reacción para un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las sustancias 1
químicas conocidas. Un caso relevante de este tipo de aplicación es el llamado ciclo de Born-Haber.
2. Defina que es el calor de formación estándar de una sustancia?
R/. La entalpía de formación es un tipo concreto de entalpía de reacción, que recibe el nombre de entalpía de formación estándar o entalpía normal de formación si la reacción se lleva a cabo a 25ºC y a 1 atm , que son las condiciones estándar en termoquímica. Así, la entalpía normal o estándar de formación (también llamada a veces calor normal de formación), se representa o
por ΔH f y es la variación de entalpía cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos en estado normal (esto es, en el estado de agregación y forma alotrópica más estable a
la que dichos elemento se hallan en co ndiciones estándar).
Esta entalpía de formación podrá ser positiva, reacción endotérmica, o negativa, reacción exotérmica. Por ejemplo, es exotérmica la reacción de formación de peróxido de
hidrógeno a partir de sus elementos, hidrógeno y oxígeno, en estado gaseoso, que es
como se encuentran en condiciones estándar:
Mientras que la reacción de formación del eteno , C2H4, es endotérmica, es decir, absorbe calor cuando se produce:
Como vemos, en esta última reacción hemos indicado que el carbono, además de estar en estado sólido, está en forma de grafito. Esto se debe a que el carbono tiene distintas formas alotrópicas, es decir, compuestas por el mismo elemento pero con distintas estructuras, como el grafito y el diamante, pero la más estable a 25ºC y a 1 atmósfera de presión es el grafito, y por este motivo es esta la forma que debemos escoger para plantear las reacciones de formación en las que intervenga el carbono. Esta presentación de formas alotrópicas ocurre también en otros elementos, como el azufre, que puede presentar estructura monoclínica y rómbica, o el fósforo, que puede tener la llama estructura de fósforo blanco y la de fósforo rojo. 3. ¿Por qué el Q medido en un calorímetro a presión Kte es igual al cambio de entalpia
para el proceso estudiado? Cuando se determina el calor de reacción en un calorímetro a presión constante, se mide directamente la variación de la entalpía
Qv =
H
Calor de Neutralización (Q n) :
Hneutralización
Una reacción de neutralización, es aquella que se da entre un ácido y una base, esta reacción produce una sal y H2O. El calor de neutralización se define como el calor liberado por cada mol de agua formada como producto de la reacción. Por lo tanto será necesario que: se conozca la estequiometría de la reacción de neutralización determinar el reactivo limitante de la reacción
determinar el numero de moles de agua que se formarán en la reacción de neutralización. 4. Busque en la literatura el valor teorico de calor de formación de CH3COOH y calcule el
% de error de su determinación.
5. ¿ Los cambios de entalpia medidos en esta practica son los cambios de entalpia
estándar? R/. Con el fin de uniformar la expresión de resultados y valores, se ha hecho necesario definir un calor estándar de reacción, que puede ser considerado como una propiedad característica de la reacción, y a partir de la cual se puede calcular calores de reacción bajo otras condiciones. Se define el calor estándar de reacción como el cambio de entalpía resultante del proceso de la reacción, bajo una presión de 1 atm, comenzando y terminado con todos los materiales a la temperatura de 25°C , por lo tanto no es el mismo cambio de entalpia ya que se manejan diferentes temperaturas y presiones en el medio.
CONCLUSIONES A partir del desarrollo y los resultados obtenidos con el procedimiento realizado para llevar a cabo la práctica, se puede concluir:
La ley de Hess se aplica tanto a las reacciones, como a los procesos de disolución y de dilución, como se observó en el ejemplo anterior de la formación del NH4Cl. Asimismo, pueden hallarse las entalpías de reacción
a partir de las de formación, pero en este caso serán necesarias las entalpías de formación de las diferentes sustancias en solución. En la práctica realizada, aplicamos la ley de Hess, las ecuaciones se suman y restan como es usual, pero conservando la individualidad de las soluciones
RESUMEN
AGITADOR
TAPA
AGUA O DISOLUCION
En el trabajo realizado se determinó la entalpia estándar de formación de CH 3COONa usando la ley de Hess, a partir del calor de disolución de CH 3COONa con H2O y de las entalpias estándar de formación de CH3-COOH y NaOH en solución acuosa. Además se utilizó un calorímetro adiabático (no permite intercambio de calor) el cual permitió calcular el calor del proceso a través de la diferencias de temperaturas obtenidas al agregar los reaccionante es correspondientes y la capacidad calórica del sistema.
Análisis de Resultados
Para realizar el análisis calorimétrico de un conjunto de tres reacciones químicas con el fin de obtener una cuarta entalpia sin efectuarla directamente sino por la manipulación de las ecuaciones (ley de Hess), se efectúa como una primera etapa la calibración d el calorímetro con el fin de cuantif icar la cantidad de energía(calor) que fluye hacia el calorímetro (por el aumento o disminución de la temperatura en 1°C) debido a las propiedades de los materiales que constituyen el calorímetro, hecho que se traduce en que el sistema no esta completamente cerrado. La cuantificación de este parámetro se hace a través de la constante del calorímetro (ver tabla 1) que en este caso tiene un valor de 86.38 J/°C. Analizando las gráficas obtenidas por medio de la calibración del calorímetro (gráficas 1 y 2), se afirma que la relación entre las dos variables tiende a ser lineal en el tramo final, mientras que L o e s p e r a d o seria que luego de un tiempo la temperatura se estabilizara, es decir que luego de un tiempo la gráfica describa una relación constante entre las dos variables, tendencia que no se ve de forma clara en las gráficas obtenidas, esto se explica teniendo en cuenta que el sistema no
era completamente cerrado, por lo tanto va a existir siempre una cuota de transferencia de energía entre el sistema y los alrededores. A tiempo cero es decir cuando las dos masas de agua entran en contacto, se registra la temperatura más alta del sistema que según las gráficas es de 40.1°C. Valor que está comprendido entre los dos valores registrados para la temperatura del agua fría y caliente. Se analizó luego el sistema
CH3COOH/NaOH con el fin de determinar la entalpía de neutralización por medio de la cuantificación de la cantidad de agua (gramos) presente en el sistema. De esta manera se elimina como fuent e de erro r el comparar la dens idad y Calor específico soluciones con el del agua, y se asegura mayor confiabilidad en la técnica empleada. Por otra parte la determinación de la entalpia de neutralización es posible dado que a presión constante (condiciones de laboratorio 758mmHg) no se efectúa trabajo, por lo que se puedeigualar al calor, que para este caso particular, fluye hacia el agua presente e n el sistema y hacia el calorímetro. Analizando las gráficas obtenidas (ver gráficas 3 y 4), se observa que al transcurso del tiempo, la variación de la temperatura es menor, sin llegar a ser constante debido a lo ya expuesto con relación al intercambio de energía desde el sistema hacia los alrededores. Así, a tiempo cero se registra la menor temperatura del sistema, que según las gráficas es de 29°C. Valor que está por encima los dos valores registrados para la temperatura de los re ac ta nt es de l pr oc es o, he ch o qu e in di ca qu e durante la reacción se produce energía siendo el proceso exotérmico razón por la que el valor de la Entalpía debe ser negativo. Luego del análisis estadístico, por el cuál se rechazaron algunos datos (con un criterio de rechazo de +/1d e s v i a c i ó n e s t á n d a r ) s e o b t i e n e n l o s v a l o r e s d e l a s e n t a l p í a s d e l o s p r o c e s o s N a O H + CH3C O O H + N a O H y C H 3 COOH+NH 4 OH:-48,52450, -55,78333 y 4 0 , 1 4 6 3 8 ( k J / m o l ) respectivamente, que comparados con los valores reportados por la literatura tienen variaciones significativas.S ó l o para el sistema CH 3 COOH +NaOH, se puede decir que la medición tiene un grado de exactitud,(0.1%porcentaje de error), por otra parte las otras dos medidas presentan errores superiores al 5% (rangoaceptable para la exactitud) por lo que las medidas no se consideran exactas. Las posibles fuentes de error sonlas condiciones del sistema: puede que algunos de los montajes realizados presentaran mayor intercambio deen er gí a de sd e el si st em a a lo s a l r e d e d o re s ; t a m b i é n a l a m a n i p u l a c i ó n de los op e ra ri o s: e r ro re s en la determinación de las temperaturas,
pérdidas de reactivos o inadecuado tratamiento matemático de los datos. Respecto al análisis estadístico, después de realizar los cálculos se llegaron a unos resultados promedio respecto a la cantidad de ensayos realizados. En el caso de la reacción de Acido Clorhídrico y Hidróxido de Sodio después de notarse una cierta dispersión en los datos se llegó a un valor de -48.52450 kJ/mol con un porcentaje de error de 13.10%, lo que hace al resultado no válido por una cifra medianamente sustancial, lo cual se puede deber a un cambio en las condiciones de medición así como a la falta de pericia en el manejo de los instrumentos electrónicos, o en casos aparte un error de lectura en el procedimiento manual del termómetro. En el caso del Acido Acético y el Hidróxid o de Sodio, se report ó el valor má s acer cado al de la literatura con una entalpía de reacción de -55.78333 kJ/mol con un 0.10% de porcentaje de error, lo cual hace válida la medición, lo cual denota un mejor manejo de los factores ya mencionados y de los cálculos estipulados anteriormente. En el caso del Acido acético y el Hidróxido de Amonio se reportó un valor de entalpía de -40.14638 kJ/mol, con un porcentaje de error de 28.10%, lo cual invalida la medición por factores ya sea manuales o de calibración y cálculos. Cabe resaltar que los valores hallados en la literatura, para estas reacciones concuerdan entre sí, razón por laque se podría afirm ar que en las neutral izacion es la ecuación iónica neta es la misma por lo tanto la entalpia relacionada para los diferentes procesos estará más relacionada con las relaciones estequiometrias que se establezcan entre los reactivos empleados
