DETERMINACIÓN DEL CALOR DE DILUCIÓN Y NEUTRALIZACIÓN TEMA: LABORATORIO N° 4 CÁTEDRA: QUIMICA GENERAL II CATEDRÁTICO: CATEDRÁTICO: ING. JUANA MARIA MENDOZA ZANCHEZ ALUMNO: JOHN ALEXANDER TAQUIO YANGALI AULA: “ A” SEMESTRE: SEGUNDO SEMESTRE 20 de octubre de 2011 Autor: TAQUIO
I.
OBJETIVO
En este laboratorio se pretende determinar el calor de dilución del HCL y el calor de neutralización del HCl con NaOH.
II.
FUNDAMENTO TEÓRICO ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN
La entalpía de solución, entalpía de disolución o calor de disolución es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante. El calor de solución es una de las tres dimensiones del análisis de solubilidad. Se expresa más frecuentemente en kJ/mol a temperatura constante. El calor de solución de una sustancia está definido como la suma de la energía absorbida, o energía endotérmica (expresada en kJ/mol "positivos"), y la energía liberada, o energía exotérmica (expresada en kJ/mol "negativos"). Debido a que el calentamiento disminuye la solubilidad de un gas, la disolución de los gases es exotérmica. Consecuentemente, al disolverse un gas en un solvente líquido, la temperatura disminuye, mientras que la solución continúa liberando energía. Éste es un efecto del incremento en el calor o de la energía requerida para atraer a las moléculas de soluto y solvente —en otras palabras, esta energía supera a la energía requerida para separar a las moléculas del solvente. Cuando el gas está disuelto completamente (eso es puramente teórico dado que ninguna sustancia puede disolver infinitamnte) — el calor de solución estará al máximo. El proceso de disolución puede verse, termodinámicamente, como si consistiera en tres etapas: Ruptura de las atracciones soluto-soluto (endotérmica), por ejemplo la energía reticular en el caso de las sales. Ruptura de las atracciones solvente-solvente (endotérmica), por ejemplo el enlace de hidrógeno en el agua. Formación de atracciones solvente-soluto (exotérmica), en la solvatación. El valor del cambio de entalpía global es la suma de los cambios de entalpía individuales de cada paso. Por ejemplo, al disolver nitrato de amonio en agua descenderá la temperatura del agua (la solvatación no compensa el gasto de energía en romper la estructura cristalina), mientras que el agregar hidróxido de potasio a agua aumentará la temperatura del sistema. Las soluciones con calores negativos de solución forman enlaces fuertes y tienen presiones de vapor bajas.
Calor de solución de algunos compuestos seleccionados cloruro de hidrógeno
-
17.89
nitrato de amonio
+
6.14
amoníaco
-
7.29
hidróxido de potasio
-
13.77
hidróxido de cesio
-
17.10
cloruro de sodio
+
3.89
clorato de potasio
+
9.89
ácido acético
-
0.360
Cambio en entalpía ΔH o en kJ/mol en agua
CALOR DE DILUCIÓN Cuando se le adiciona más disolvente a una solución, para disminuir la concentración del soluto, es común que se libere o absorba calor adicional. El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución. Cuando un proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor) y a dicha solución se le diluye, posteriormente la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. Caso contrario es cuando un proceso de disolución es exotérmico, pues al adicionar disolvente, liberará más calor a los alrededores. Un ejemplo de ello es el Ácido Sulfúrico concentrado, que si se intenta diluir adicionando agua el recipiente estallará. La forma recomendada es al envase con agua agregar gota a gota el H2SO4 agitando para que se disipe el calor.
CALOR DE NEUTRALIZACIÓN
El calor de neutralización se entiende como el calor generado cuando un ácido reacciona con una base para producir agua; el proceso de neutralización comprende únicamente la combinación del ión hidrogeno e hidroxilo para formar agua no ionizada. La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:
HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
El calor
de reacción ΔHº 25°C puede
calcularse a partir
de los
respectivos
calores de formación ΔHºf, a saber:
ΔHºf NaOH(ac)
-112,236 kcal
ΔHº f HCl (ac)
-40,023 kcal
ΔHº f NaCl (ac)
-97,302 kcal
ΔHº f H2O (l)
683,17 kcal
Según la ecuación ΔH = H final - H inicial, el calor standard de reacción para la ecuación
será: ΔHº 25°C = *(-97,302) + (-68,317)] - [(- 112,236) + (-40,023)] = -13,680 kcal
El símbolo (ac) empleado a continuación de la fórmula del soluto, representa por convención, que la solución acuosa es lo suficientemente diluida como
para que una dilución adicional no produzca efectos térmicos; en consecuencia, por ejemplo, el calor de la formación del NaOH ( ac), ΔHºf = -112236 cal, será igual a la suma algebraica del calor de formación de un mol de NaOH en infinitos moles de agua; esto es, el calor de la disolución a dilución infinita.
Los calores de neutralización pueden determinarse por mediciones calorimétricas directas, a partir de mediciones en serie efectuadas sobre soluciones de concentraciones finitas que Progresivamente se van diluyendo y extrapolando a dilución infinita. Se indican a continuación, algunos valores de calores de neutralización basados en tal procedimiento:
HCl ( ac) + LiOH (ac) → Li Cl (ac) + H 2 O
ΔHº 25°C = -13680 cal (5)
HNO3 (ac) + KOH (ac) → KNO3 (ac) + H2O
½ H2SO4 (ac) + KOH (ac) → ½ K2SO 4 (ac) + H2O
ΔHº25°C = -13675 cal (6)
ΔHº 25°C = -13673 cal (7)
Obsérvese que el calor de neutralización de ácidos fuertes con bases fuertes en solución diluida, es prácticamente constante cuando 1 mol de agua se forma en la reacción. La explicación de este hecho reside en que tanto los ácidos como las bases fuertes y sus sales derivadas están completamente disociados en sus respectivos iones cuando se hallan en solución acuosa suficientemente diluida. Desde este punto de vista, una solución diluida de HCl consiste solamente en iones H y Cl en solución acuosa; y similarmente, una solución diluida de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa. Después de la neutralización, la solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl. La reacción (3).
Puede ser interpretada como iónica de la siguiente manera: Na+(ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl - (ac) → Na+(ac) + Cl - (ac) + H2O (l), o sea cancelando los términos comunes:
OH (ac) + H (ac) → H2O (l)
ΔH 25°C = -13680 cal (8)
En la neutralización de soluciones diluídas de ácidos débiles y bases débiles, el calor desprendido es menor que 13680 cal. Por ejemplo, en la neutralización del ácido acético (CH3COOH) con NaOH, el calor desarrollado es de sólo 13300 cal por mol de agua formado. La diferencia de calor no desarrollado (13680-13300 = 0,380 cal), puede ser
interpretada como el calor requerido para completar la disociación del ácido acético en iones H y CH COO a medida que la reacción de neutralización tiene lugar; Por cada ión H+3 proveniente del CH3 COOH que se neutralice con un ión OH , más CH3 COOH se ionizará en H+ y CH3 COOhasta que la neutralización sea completa; esta ionización del CH3COOH, requiere calor, que se obtiene a expensas del calor que se desarrolla en la unión de los iones H y OH .
III.
PARTE EXPERIMENTAL 3.1. MATERIALES
01 probeta de 25 mL 02 vasos de 250 mL 01 calorímetro 01 termómetro Un cronómetro
3.2. REACTIVOS
HCl NaOH
3.3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTA A. CALOR DE DILUCIÓN DEL ÁCIDO CLORHIDRICO Medir en una probeta 10 ml de HCl, pesa antes y después de añadir el ácido, de modo que se puede conocer la masa del ácido, y mide la temperatura. En el calorímetro introduce40ml de agua destilada y mide la temperatura. Transfiere el ácido clorhídrico contenido al calorímetro y tapar de inmediato. Agitar el calorímetro y anotar la temperatura de mezcla cada 20 segundos. La medición termina cuando tenga 3 temperaturas constantes. B. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO CON HIDRÓXIDO DE SODIO Medir 25ml de NaOH 0,5 M en una probeta, luego trasladarla al calorímetro. Medir 25ml de HCl 1M en una probeta. Enseguida verter el ácido sobre la base y agita continuamente; previamente tapado. Anotar la temperatura más alta observada.
3.4. CÁLCULOS A. CALOR DE DILUCIÓN DEL ÁCIDO CLORHIDRICO
Masa de la Probeta bacía
77.7g
Masa de la Probeta + HCl
87g
Masa del HCl
9.3g
Volumen del HCl
10ml
Volumen del H 2O
40ml
Sustancias
Temperatura
Agua destilada
13ºC 14ºC
Agua destilada + HCl
13ºC
Cada 20 segundos
13ºC
B. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO CON HIDRÓXIDO DE SODIO
SUSTANCIAS
MOLAR
VOLUMEN
NaOH
0.5M
25mL
HCl
0.5M
25mL
SUSTANCIAS
TEMPERATURAS
NaOH
16ºC 18ºC
NaOH + HCl
Cada 20 segundos
18ºC 18ºC
Datos
Masa de la disolución de NaOH = mb = 25g
Temperatura de la disolución de NaOH = tb = 16ºC
Masa de la disolución de HCl = ma = 25g
Temperatura de la disolución de HCl = ta = 17ºC
Moles de NaOH que han reaccionado = n NaOH = 0.5
Valor máximo alcanzado por ésta (te) =18ºc
K=Capacidad calorífica del calorímetro=112.5 cal
El calor desprendido lo podremos determinar mediante la expresión:
Calor desprendido or la reacción
=
Calor absorbido + Calor absorbido por la disolución por la disolución de NaOH de HCl
+ Calor absorbido or el
Qreac = Ce (H2O)mb.(te –tb ) +Ce(H2O)ma.(te –ta ) + k (te – tb ) Qreac = (1cal) (25g) (18 –16) + (1cal) (25g) (18 –17 ) + (112.5 cal )(18 – 15) Qreac = (1cal) (25g) (2) + (1cal)(25g)(1) + (112.5 cal )(3) Qreac = (50) + (25) + (337.5) Qreac = 412.5
A partir de Qreac y el valor de nNaOH, determina la entalpía de neutralización para la reacción: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) Compara el valor obtenido con el que previamente se ha calculado en la cuestión número 3.
3.5. RESULTADOS
3.6. CONCLUSIONES
IV.
BIBLIOGRAFÍA Manual de Laboratorio de Química General II. (laboratorio 2). Colección de la ciencia al día: QUIMICA 1 - átomos, moléculas y reacciones. Severiano Herrera V.; Aura Barreto C.; Ignacio Torres D.; Esperanza R. del Clavijo. WHITTEN-DAVIS-PECK, ” Química General”
CHANG, Raymond: “Química”
http://www.frlp.utn.edu.ar/grupos/aepeq/textespect3.html http://reocities.com/SunsetStrip/derby/4233/Unidad22.htm http://www.ciencia-basica-experimental.net/solucion.htm
V.
CUESTIONARIO ¿Con qué otros reactivos se podrían realizar la práctica?
CALOR de DISOLUCIÓN INTRODUCCIÓN
Desde el punto de vista de la ingeniería química resulta de gran importancia saber, que gran cantidad de las industrias químicas utilizan ampliamente la transferencia de calor en sus procesos. Pero si bien es cierto que la Termoquímica establece las bases teóricas del manejo del calor en las reacciones químicas, desde el punto de vista experimental, la calorimetría nos permite qué tanto calor como una forma de la energía absorbida o desprendida está presente en una reacción. Determinar esta energía presente en una reacción es posible bajo dos condiciones termodinámicas; ya sea a presión constante, o a volumen constante. Para determinar experimentalmente en un calorímetro, la energía absorbida o desprendida de una reacción como es el caso particular del calor de disolución del carbonato de sodio, es conveniente primeramente plantear una ecuación del balance general de calor en el sistema, es decir: .
(1) .
En esta ecuación es necesario distinguir, quién gana energía en el sistema y quién la cede. En el caso particular que nos plantea el proyecto experimental, la reacción de disolución, resulta de la forma:
A (s) + B (ac)
AB (ac) + Q disolución (2)
.
notamos que al disolverse el compuesto "A" en el disolvente "B"; esta reacción de disolución es la parte del sistema que cede el calor , y por lo tanto la ecuación (1) se transforma en: (3) .
ahora, si analizamos Qganado" éste debe corresponder a la cantidad de calor que absorbe la parte del sistema calorímetro-agua contenida y además el soluto "A" que se agrega para realizar la reacción de disolución, por lo tanto tenemos que: "
.
(4) Si el proceso se realiza a "P = cte." entonces:
(5)
(6) Aquí definimos los valores de "m Cp ΔT" como "K ", la constante del calorímetro, que es la cantidad de calor que absorbe el calorímetro por grado de temperatura. El término siguiente corresponde al calor que absorbe el soluto (Na2CO3) cuando a éste se le incrementa la temperatura desde la temperatura ambiente hasta una temperatura mayor (a la temperatura de la transición hidrato-sal anhidra, en este caso particular aproximadamente 35ºC). Por lo tanto la ecuación (4) se transforma en la ecuación (6), la cual nos permite plantear el balance de calor en el calorímetro, para la reacción de disolución del carbonato de sodio ( A), y así determinar el calor de disolución.
OBJETIVO El objetivo principal que se pretende lograr en éste experimento es que el alumno determine de manera empírica la entalpía de disolución de una sustancia en un medio acuoso , así como el porcentaje de error del valor experimental. Para ello se introducirá al alumno en el manejo e interpretación de la termodinámica denominada calorimetría y a través de ella familiarizar al estudiante con la determinación experimental de los cambios energéticos y la forma de cuantificarlos. Empleando para este fin un calorímetro construido por ellos mismos teniendo en consideración los mecanismos de transmisión del calor para su diseño y llevando a cabo la determinación de la constante del mismo así como; algunas reacciones sencillas que permitan al estudiante cuantificar los cambios de la entalpía de un sistema. JUSTIFICACIÓN Este proyecto experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en la ciencia de la química, en la parte correspondiente a calorimetría, y para servir como un antecedente en las asignaturas de fisicoquímica, en lo referente a termoquímica y como una introducción a la de Balance de Calor. A la obtención de series de valores reales obtenidos experimentalmente para su aplicación en las ecuaciones del calor. De igual forma se pretende que el alumno sea capaz de utilizar las gráficas obtenidas y determinar dicho fenómeno real empleado para tal fin.
PROYECTO EXPERIMENTAL Determinación del Calor de Disolución del carbonato de sodio , llevando primeramente el sistema a un equilibrio térmico para posteriormente determinar la variación de la entalpía como consecuencia de la disolución de la sal en cuestión. El diseño de experimento a realizar, considera, al menos, los siguientes puntos (ver también la sección "Cómo elaborar un Proyecto de Investigación", del portal):
Realice una introducción acerca del tópico de calorimetría, "Calor de disolución" y aplíquela al caso de estudio de este experimento. Haga una breve exposición acerca de qué va a medir y como lo hará. Infórmese de los detalles del arreglo experimental, explique la función de cada una de sus partes y presente un esquema detallado del armado de éste. Presente un listado del material que se requiere en la sesión experimental. Calcule la preparación de las soluciones requeridas y explique como las preparará durante la sesión experimental. Analice y discuta la ecuación para calcular el calor de disolución. ¿Por qué se utiliza esta? Encuentre la información de los calores específicos de las especies que participan en la reacción. Adelante el tratamiento y las ecuaciones que le permitirán desarrollar el análisis de datos.
DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIALES
REACTIVOS
Termómetro Vasos de precipitados Soporte universal
Agua (H2O) Carbonato de sodio Na2CO3
Bureta Pinzas para bureta Placa de agitación calentamiento Embudos de tallo corto
y
METODOLOGÍA: - Armar el sistema - Calentar el agua (75 mL.) para la disolución por encima de los 35ºC - Agregar el agua al calorímetro. - Agitar el agua para estabilizar térmicamente el sistema, leer y anotar en espacios periódicos de tiempo las temperaturas.
- Al momento de lograr la estabilidad térmica del sistema, determinar la temperatura ambiente y añadir rápidamente al calorímetro la muestra de sal, agitando el sistema y determinando las temperaturas en el calorímetro en lapsos específicos de tiempo. - Determinar la temperatura del sistema hasta lograr el equilibrio térmico, y graficar los datos, esta línea se determinará con datos de temperatura de aproximadamente diez minutos.
Varios son los factores que deben tomarse en consideración, entre las más importantes se encuentran los siguientes: 1.- Calibrar previamente el calorímetro para evitar los errores en la determinación de la entalpía de la disolución del carbonato de sodio. 2.- Cuando al agua fría se añade una sal anhidra, una parte considerable del sólido generalmente se deposita inmediatamente formando una masa muy dura de hidrato, que luego se disuelve muy lentamente. Para salvar esta dificultad y medir este calor de disolución en un calorímetro, la temperatura del agua deberá calentarse por encima de la temperatura de la transición hidrato-sal anhidra (en este caso particularmente aprox. 35ºC). 3.- En este experimento el carbonato de sodio debe utilizarse anhidro. El procedimiento para deshidratar el carbonato de sodio consiste en calentarlo a una temperatura de 150ºC por espacio de 30 minutos. 4.- Se propone determinar el calor de disolución del carbonato de sodio (Na2CO3), no confundir con el bicarbonato de sodio (NaHCO
