CALOR DE SOLUCIÓN Laboratorio de Fisicoquímica I
CALOR DE SOLUCIÓN I. OBJETIVOS: Observar la medida del cambio de energía que acompaña a una transformación quimica. Determinar y comparar el calor integral de solucion y el calor diferencial de solucion. II. FUNDAMENTO FUNDAMENTO TEÓRICO: El proceso de disolución de una sustancia suele ir acompañado de una absorción o desprendimiento de calor que, referido a un mol de sustancia, se conoce con el nombre de ―calor molar de disolución‖. Sin embargo, esta magnitud no es
constante sino que depende de la cantidad de disolvente y, por lo tanto, de la concentración de la disolución. Al disolver gradualmente una masa de sustancia en una cantidad de disolvente dada, la composición de la disolución varía desde la del disolvente puro hasta la de la disolución final. La expresión:
Se conoce como ―Calor diferencial de disolución‖.
Sin embargo, es más interesante conocer la cantidad de calor absorbida o desprendida por mol de sustancia en el proceso completo, es decir, cuando se disuelve toda la sustancia en la cantidad de disolvente elegida. A la cantidad de calor generada en estas condiciones se le llama ―calor integral de disolución‖, y
viene dado por:
Como el calor integral de disolución depende de la concentración es preciso especificar ésta. En la práctica, supondremos que 0.5 M es una concentración lo suficientemente baja como para suponer que nos encontramos en el límite de dilución ∞. Por lo tanto, tanto para el calibrado como para la medida con la
sustancia problemas usaremos los valores de la entalpía de disolución a dilución infinita, ∆H∞, definida como la variación de entalpía en la disolución de un mol de soluto en una cantidad infinita de agua. En nuestro caso, como se trata de
electrolitos, esta entalpía será un balance entre la entalpía de ruptura de la red y las de hidratación de aniones y cationes. 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
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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 infinitamente)— el calor de solución estará al máximo. El proceso de disolución puede verse, termodinámicamente, como si consistiera en tres etapas: 1. Ruptura de las atracciones soluto-soluto (endotérmica), por ejemplo la energía reticular en el caso de las sales. 2. Ruptura de las atracciones solvente-solvente (endotérmica), por ejemplo el enlace de hidrógeno en el agua. 3. 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
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La dilución del ácido sulfúrico concentrado libera considerable energía. La reacción puede escribirse como: H2SO4 (96%) + n H2O
H2SO4 (dil)
donde n = moles de agua / moles de sulfúrico. El proceso de disolución de una sustancia suele ir acompañado de un desprendimiento de calor que, referido a un mol de sustancia, se conoce con el nombre de ‖calor molar de disolución‖. Esta magnitud no es constante ya que
depende de la cantidad de disolvente y, por lo tanto, de la concentración de la disolución. Se debe a que la molécula o ion en disolución se rodea de moléculas o iones de signo contrario, cuando se trata de moléculas se polarizan y las partes negativas atraen a las partes positivas de otra moléculas; se establecen así unos enlaces, los cuales liberan la energía de enlace, que se manifiesta en la elevación de temperatura. CALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTE Sabemos que DH se define como la cantidad de calor transferida a presión constante, (DH = qp), entonces un calorímetro para medir ello tendrá el siguiente esquema:
Figura 2 diagrama de un calorímetro El regulador de presión puede ser simplemente un agujero que permita que la presión sea la misma que la presión atmosférica Para aquellas reacciones que se hacen en agua en disoluciones diluidas, el calor específico de la disolución será aproximadamente igual al del agua, esto es, 4.18 J g-1 K-1 El calor absorbido por una disolución acuosa es igual al calor liberado por la reacción de los solutos: qdisolución = -qrxn Si la reacción libera calor, es una reacción exotérmica y el DH es negativa. La entalpía de los productos es menor que la de los reactivos
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CALOR DE SOLUCIÓN Laboratorio de Fisicoquímica I ΔH = ΔHproductos - ΔHreactivos
En un calorímetro con una disolución acuosa, si la reacción de los solutos es exotérmica, la disolución absorberá el calor producido por la reacción y se observará un incremento en la temperatura. De manera que para una reacción exotérmica:
Los solutos tienen una entalpía final menor después de la reacción (DH negativa) La disolución tiene una entalpía final mayor después de la reacción (DH positiva) De manera que para determinar el valor de DHrxn debemos invertir el signo de DHsoln (es decir el valor medido)
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III. METODOLOGIA 1. REQUERIMIENTOS
Calorímetro(vaso Dewar: termo)
Probeta graduada
Termómetro
Vaso de precipitados
Piceta
Acido sulfúrico
Cloruro de potasio
Matraz eldenmeyer
2. TÉCNICAS O MÉTODOS.
a) Primer experimento Cálculo del calor Diferencial Disponga de un termo limpio y seco. Se le agrega 800mL de agua una temperatura ambiente Adicionamos 1 ml de ácido sulfúrico Utilizando el agitador magnético. Se seguirá agitando hasta que la temperatura se mantenga constante Se adiciona 1 ml de nuevo y se repite el procedimiento y así 5 veces más Cálculo del calor Integral Lavar el termo, y agregar 800 ml e agua a temperatura ambiente Medir en una pipeta 5 ml de ácido sulfúrico y agregar en una sola oportunidad b) Segundo experimento Pesar una cantidad de gramos de sal, en este caso el KCl Colocar 800 ml de agua en un termo y agregar la sal antes pesada Agitar y ver hasta cuanto logro variar la temperatura
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CALOR DE SOLUCIÓN Laboratorio de Fisicoquímica I 3. DATOS EXPERIMENTALES agregado de acido sulfurico por ml 1 ml
a r u t a r e p m e t
2 ml
3ml
4 ml
agregado de H2SO4 de frente 5 ml
5 ml
t (seg)
22,1
23,7
25,4
26,7
29,6
21,9
0
23,7
24,8
26,3
28,8
29,8
31,7
10
23,5
25,1
26,4
28,4
29,9
31,3
20
23,5
25,1
26,4
28,4
29,95
31,2
30
23,5
25,1
26,5
28,4
30
31,2
40
23,6
25,2
26,5
28,3
30
30,9
50
23,6
25,2
26,5
28,3
30,05
30,9
60
23,6
25,2
26,5
28,3
30,05
30,9
70
23,6
25,2
26,5
28,3
30,05
30,9
80
33 32 31 30
T vs t
) 29 C º ( 28 a r u t 27 a r e p26 m e T25
5 ml de frente 1 ml 2 ml 3 ml 4 ml 5 ml agregando
24 23 22 21 0
10
20
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30
40
50
tiempo (seg)
60
70
80
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CÁLCULOS Datos: Cpcalorimetro=1240.891240.89cal/ºC ρAc.Sulfurico = 1.84 g/mL
Ce Agua = 1 cal/g.ºC Para cada sulucion ( Calor de Solucion Diferencial) Para la solución con 1 ml de H2SO4:
) ) ( (
Para la solución más 1 ml de H2SO4 (2ml):
) ) ( (
Para la solución más 1 ml de H2SO4 (3ml):
) ) ( (
Para la solución más 1 ml de H2SO4 (4ml):
) ) ( (
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Para la solución más 1 ml de H2SO4 (5ml):
) ) ( (
Entonces:
Para cada solución de 5 ml:
) ) ( (
CALCULO DEL PORECENTAJE DE ERROR:
[ ]
E%=
] [
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IV.CONCLUSIONES Nuestra temperatura comenzó a bajar, cuando se dio la mezcla mientras el tiempo transcurría. Tendremos diferentes valores de temperatura y tiempo con la cual obtendremos una determinada gráfica. Se debería usar una cantidad media de ácido, muy poco no te permitiría notar la diferencia de temperatura y demasiado atentaría contra la disolución
V. RECOMENDACIONES
Tener en cuenta que el agua fría absorbe calor a través de los materiales
Poner el termómetro con más escalas en el calorímetro Realizar cuidadosamente la experiencia por el contrario seria muy dificultoso
volver a poner a las condiciones necesarias
VI. BIBLIOGRAFÍA TOMAS, A. MOORE. (2003) Física seis Ideas Fundamentales. MCGRAW HILL. SERWAY, Raymond A. y JEWETT, Jhon W. (2002) Física I Texto basado en calculo, 3ª Ed tomo I Editorial Thomson. University Laboratory Experiments Physics. Volumen 1. Edición 94/95
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VII. ANEXOS Prob.1 Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ. C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) H = –2219,8 kJ
nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3 ; Δ n = – 3 Despejando en ΔU = ΔH – Δn · R · T = – 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2212 kJ ΔU = – 2212 Kj
Prob.2 Dadas las reacciones (1) H2(g) + ½ O2(g) (2) H2(g) + ½ O 2(g)
H2O(g) H2O(l)
H10 = – 241’8 kJ H20 = – 285’8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es... (3) H2O(l)
H2O(g)
H3º = ?
(3) puede expresarse como (1) – (2), luego Hº3 = Hº1 – Hº2 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ Hºvaporización = 44 kJ /mol
Prob.3 Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO 2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. La reacción de combustión del butano es: C4H10(g) +13/2O2(g)
4 CO2(g) + 5H2O(l); Hºcomb= ?
Hº = np Hf º(product.) – nr Hf º(reactivos) = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
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Luego la entalpía estándar de combustión será: Hºcombustión = – 2878’3 kJ/mol
5- Calcule la energía de hidrogenación del 1,3 – butadieno a butano, conociendo las siguientes entalpías de enlace: ΔHC=C = 612’90 kJ/mol ; ΔH C-C = 348’15 kJ/mol ; ΔH c-h = 415’32 kJ/mol ΔHh-h = 436’4 kJ/mol
La reacción pedida es: CH2 = CH – CH = CH2 (g) + 2 H2 (g) → CH3 – CH2 – CH2 – CH3 (g) Cálculo de enlaces rotos 2 enlaces C = C …………………… 2 x 612’90 kJ/mol = 1225’80 kJ/mol
2 enlaces H – H ……………………. 2 x 4436’40 kJ/mol = 872’80 kJ/mol TOTAL: 2098’60 kJ/mol
Cálculo de enlaces formados 2 enlaces C – C ………………….. 2 x (348’15 kJ/mol) = 696’30 kJ/mol 4 enlaces C – H …………………. 4 x (415’32 kJ/mol) = 1661’28 kJ/mol TOTAL: 2357’58 kJ/mol ΔH de la reacción será: ΔHr = Σ ΔH (enlaces rotos) – Σ ΔH (enlaces formados) ΔHr = (2098’60 – 2357’58) kJ/mol = 258’98 kJ/mol
6- Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla. C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O Enlaces rotos: 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O Enlaces formados: 6 C=O y 8 O–H
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H0 = Ee(e. rotos) – Ee(e. form.)
H0 = [8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 5 Ee(O=O)] – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]
H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ
H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol
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