Jueves de 11-2pm Grupo A-B UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA Laboratorio de Fisicoquímica DENSIDAD Profesor: Aníbal Figueroa Tauquino Fecha de la práctica: 15/09/2016 Fecha de entrega: 22/09/2016 Integrantes: o Mamani Ibarra Katherin Gibelly - 16100009 o Torres Días Fabris Cristopher R. - 16100084 o Reyes Mogollón Robin Freddy - 16100058 1 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA Índice I. Resumen II. Principios teóricos III. Detalles experimentales IV. Tabulaciones de datos y resultados V. Cálculos y ejemplos de cálculos VI. Discusión de resultados VII. Conclusiones y recomendaciones VIII. Apéndice IX. Bibliografía 2 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA El objetivo principal del experimento es reconocer y observar en la práctica el cambio o la variación térmica que conlleva las reacciones químicas. El experimento se desarrollado en un ambiente cerrado y apto para el ejercicio, cuyas condiciones de laboratorio son: Presión =756mmHg, Temperatura = 25ºC y Humedad relativa=92%. Primero obtendremos nuestros datos experimentales para así llegar a nuestro objetivo principal en una reacción de neutralización. Hallaremos la capacidad calorífica del frasco termo en donde se realizara la neutralización, al medir la variación de temperatura que se producirá al mezclar dos conjuntos de agua a diferentes temperaturas, y calculando por el principio de que la cantidad de calor perdido por un cuerpo en contacto con otro con el que experimentan un cambio hasta llegar al equilibrio termino, es igual al calor ganado por este segundo. En donde el valor de la capacidad calorífica nos resultara 35.25 cal/”C. Se usara el NaOH y el HCl, aprovechando sus características de ser sustancias básicas y acidadas respectivamente, para poder llevar a cabo la reacción neutralización. Antes debemos calcular su normalidades para hallar la cantidad de sustancia de cada uno se necesitara para realizarla neutralización, su normalidad será hallada con el método de titulación, ayudados por el biftalato. En donde obtendremos que el valor de las normalidades son respectivamente 0.189 y 0.82. Entonces la reacción de neutralización se da, al mezclar una sustancia acida y una básica, en esta reacción habrá un cambio de temperatura como en cualquier reacción química, asi que en el siguiente experimento mediremos la variación de temperatura que se ocasionara. Las cantidades a mezclar se ha relacionar gracias a sus normalidades y sus volúmenes. En este caso se usó 160.6 ml de NaOH y 37 ml de HCl. Y es entonces cuando hallamos que el calor de la neutralización de la reacción se NaOH y HCl será de 25.688 cal. Al final del experimento constatamos que nuestra reacción de neutralización provoco una variación de calor, y que el material de nuestro contenedor, el sistema, también es un factor determinante para hallar el valor buscado. 3 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA 1. Termoquímica Parte de la fisicoquímica que estudiara a la variación de la temperatura frente a las reacciones químicas producidas en un sistema. Algunos términos a tener presente: Sistema: Es la “porción delimitada del mundo físico (y especificada) que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio”. Tipos de sistemas: Aislado: No hay transferencia de masa o energía con el entorno. Un ejemplo es un termo ideal (aislado y de paredes rígidas). Cerrado: No hay transferencia de masa pero sí de energía en forma de calor, trabajo o radiación. Por ejemplo cualquier recipiente cerrado no ideal. Abierto: Transfiere masa y energía con su entorno. Un ejemplo es el cuerpo humano. Entorno: Son los alrededores del sistema, todo aquello que lo rodea, la parte del universo que queda alrededor y puede afectarle en algo.} Pared: La pared es lo que separa a nuestro sistema del entorno circundante. La pared es a l g o m u y i m p o r t a n t e p u e s t o q u e d e p e n d i e n d o d e c ó m o s e a , a s í s e r á l a r e l a c i ó n e n t r e nuestro sistema y el entorno. Dependiendo del tipo de pared pueden darse los siguientes tipos de interacciones o transformaciones. Generalmente las reacciones con variación de calor se presentan de dos tipos: Exotérmica: aquella en donde la reacción provoca una liberación de calor o energía. En la formula química se representara acompañada del signo “–“ Endotérmica: aquella en donde la reacción necesita una entrega de calor o energía. en la formula química se representara acompañada del signo “+“ 4 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA Entalpía de reacción o calor de reacción: es la variación o el cambio calorífico que sufre el sistema. Dentro de la ecuación química se debe de representar a la entalpia de la siguiente forma Es medido en distintas circunstancias. A presión constante: medimos la variación de energía interna y del trabajo. Variación calorífica del sistema (∆Q) = La variación de energía interna (∆U) + la variación de trabajo (∆W) A volumen constante: solo se mide la variación de energía interna Variación calorífica del sistema (∆Q) = La variación de energía interna (∆U) La variación de calor de una sustancia se puede calcular como: ∆Q = mce ∆T Donde: ∆Q = es la variación de calor m =es la masa de la muestra ce =es su calor especifico ∆T =es la variacion de temperatura Una de las reacciones más frecuentes en relación a la variación de calor es la reacción de neutralización. Este ocurre cuando en la reacción se encuentra ácidos y bases, formando agua durante el proceso. 5 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA Capacidad calorífica del calorímetro 1. Armar el equipo Pera de decantación El agua que estaba dentro del frasco termo, se encontraba a 20.3°C (agua de caño). 2. Calentar unos 100 mL de agua de caño hasta los 60°C aproximadamente 60°C 6 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA 3. Traspasar el agua del vaso a la pera Al momento de realizar el traspaso la temperatura del agua descenderá debido a la interacción con la temperatura del ambiente 4. Tomar las temperaturas del agua del termo y de la pera 52.3°C 20.3°C 7 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA 5. Abrir la llave de la pera y dejar caer el agua helada, agitando constantemente, anotar la temperatura del agua del termo casa 5 segundos hasta que esta se estabilice. Calor de neutralización de solución ≈0.2N de NaOH con solución ≈0.8N de HCl 1. Determinar las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando la base con biftalato de potasio y el ácido con la base Biftalato de potasio Agua destilada Disolución Bureta con HCl a 21°C Adicionar unas gotas del indicador Luego se realiza la titulación PRÁCTICA N°2 Luego de que el color vire a rojo-grosella se anotan los volúmenes obtenidos TERMOQUÍMICA 8 2. Empleando las concentraciones halladas, se calcula los volúmenes de las soluciones de hidróxido y de ácido necesarios para producir la neutralización, las cuales nos darán un valor aproximado a 200 Volumen de NaOH 160.6 mL Volumen de HCl 37mL 3. Colocar en el termo vacío el volumen de base calculado y en la pera el del ácido, medir las temperaturas exactas de ambas soluciones. Acido (HCl) 21°C 37mL 21°C Base (NaOH) 160.6 mL 4. Dejar caer el ácido sobre la base y medir la temperatura cada 5 segundos hasta q se estabilice. variación de temperatura cada 5s 23,5 23 22,7 22,5 22,8 22,9 22,4 22 21,8 21,5 21 21 20,5 20 9 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA 1. TABLA 1 – CONDICIONES DE LABORATORIO CONDICIONES DEL LABORATORIO PRESION (mmHg) TEMPERATURA (°C) % HR 756 mmHg 21 ° C 92% 2. TABLA 2 – TEMPERATURAS T° DEL AGUA EN LA PERA (°C): 52,3 ΔT POR CADA 5 s T° DEL AGUA EN EL TERMO (°C): 20,3 26,8 29,2 30,5 31,9 33,9 34,0 33,5 33,1 34,0 3. TABLA 3 – DATOS EXPERIMENTALES 3.1. TEMPERATURA DE LOS REACTIVOS TEMPERATURAS DE LOS REACTIVOS (°C) TEMPERATURA DEL NaOH TEMPERATURA DEL HCl 21° 21° 3.2. VOLUMEN DE LOS REACTIVOS VOLUMEN DE LOS REACTIVOS (mL) VOLUMEN DEL NaOH VOLUMEN DEL HCl 160,6 37 3.3. NORMALIDAD TEÓRICA NORMALIDAD EXPERIMENTAL NaOH 0,20 HCl 0,80 NaOH 0,189 HCl 0,82 3.4. DIFERENCIACION DE TEMPERATURA DE LA UNION DE LOS REACTIVOS ΔTEMPERATURA CADA 5s 21,8 22,4 22,7 22,8 22,9 El porcentaje de error vendría a ser: 5,5% de calor de neutralización 10 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA 1. Para hallar la capacidad calorífica del calorímetro 𝑄𝑝𝑒𝑟𝑑𝑖𝑑𝑜 = 𝑄𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 𝑚2 𝑐𝑒 (𝑡2 − 𝑡𝑒 ) = 𝑚1 𝑐𝑒 (𝑡𝑒 − 𝑡1 ) + 𝑐𝑐 (𝑡𝑒 − 𝑡1 ) Sabiendo que: 𝑚 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑐𝑒 = 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑖𝑓𝑖𝑐𝑜 𝑡𝑒 = 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑐𝑐 = 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑓𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 ENTONCES: 100 (52.3 − 34.5) = 100 (34.5 − 20.3) + 𝑐𝑐 (34.5 − 20.3) 25.35 = 𝑐𝑐 2. Para hallar la normalidad de: #𝐸𝑞𝑢𝑖 − 𝑔 (1) = #𝐸𝑞𝑢𝑖 − 𝑔 (2) i) PARA EL NAOH : #𝐸𝑞𝑢𝑖 − 𝑔 (1) = #𝐸𝑞𝑢𝑖 − 𝑔 (2) 𝑊 = 𝑁 𝑃𝑒 𝑉 DONDE: W = masa de la muestra Pe = peso equivalente V = volumen N = normalidad 11 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA Entonces 𝑊 = 𝑁 𝑃𝑒 𝑉 0.1826 = 𝑁 204.22 (5.2𝑥10−3 ) 𝑉 0.189 = 𝑁 ii) PARA EL HCl : #𝐸𝑞𝑢𝑖 − 𝑔 (1) = #𝐸𝑞𝑢𝑖 − 𝑔 (2) 𝑉1 𝑁1 = 𝑉2 𝑁2 Entonces 12.2 (0.2) = 3 𝑁𝐻𝐶𝑙 0.82 = 𝑁𝐻𝐶𝑙 3. Para hallar el calor de neutralización Para la neutralización: VNaOH (0.189) = VHCl (0.82) VNaOH 433 = VHCl 100 Y con esta relación se usó: V NaOH =160.6 ml V HCl =37 ml 𝑄= (𝑇2 − 𝑇1 ) 𝐶 𝑛 Siendo: T2: temperatura de equilibrio T1: temperatura de las temperaturas del ácido y la base C: 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑓𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 N: número de moles de ácido o base 𝑄= 𝑄= (𝑇2 − 𝑇1 ) 𝐶 𝑛 (22.9 − 21)(25. 35) = 25.688 𝑗 1.875 12 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA En esta experiencia se tenía por objetivo relacionar aspectos termodinámicos en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte. En la experiencia anterior se había determinado el calor específico del calorímetro dejar con soluciones de agua a temperatura ambiente, que se emplearía para determinar el calor de neutralización de la reacción de soluciones de ácido y base, este valor fue menor que lo establecido por teoría, por lo que se asumió que el sistema era adiabático. Cuando ocurre un cambio químico, existe un intercambio definido de calor, de acuerdo a la segunda ley de la termodinámica el valor encontrado para este calor de reacción es independiente del camino seguido para realizarla. Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si absorben calor, o exotérmicas, si desprenden calor. Los cambios endotérmicos se expresan con signo positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo. Teniendo en cuenta que cuando una solución diluida de acido fuerte se neutraliza con una solución diluida de base fuerte, el calor de neutralización que se produce por mol de agua es constante e independiente de la naturaleza de la sustancia como de su concentración. 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-. Por lo que la reacción puede ser interpretada como iónica de la siguiente manera: 𝑁𝒂 + (𝒂𝒄) + 𝑶𝑯 − (𝒂𝒄) + 𝑯 + (𝒂𝒄) + 𝑪𝒍 − (𝒂𝒄) → 𝑵𝒂 + (𝒂𝒄) + 𝑪𝒍 − (𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶 (𝒍), cancelando los términos comunes se obtiene: 𝑶𝑯 − (𝒂𝒄) + 𝑯 + (𝒂𝒄) → 𝑯𝟐𝑶 (𝒍) 𝜟𝑯 𝟐𝟓°𝑪 = −𝟏𝟑𝟔𝟖𝟎 𝒄𝒂𝒍. Observándose una reacción exotérmica, donde se libera calor. Analizando los dos valores del calor de neutralización obtenidos en esta experiencia , usando los mismo volúmenes y concentraciones, una vez ocurrida la ionización de los solutos se observó la suma de las entalpias de ionización y neutralización, se puede decir que estas variaciones obtenidas responden a dificultades cuando se retiró la primera mezcla para luego colocar una mezcla nueva, también el destapar el calorímetro permitió que la temperatura de este no se mantuviese constante ya que perdida calor. Por lo que en este caso el calor de neutralización depende de la temperatura. También una inadecuada agitación de la mezcla pudo influir al no mantener la homogeneidad en la mezcla. 13 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA El calor de neutralización es igual a la entalpía de neutralización debido a que se trabaja a presión constante P= 1 atm. El cambio de temperatura cuando se mezcla el ácido y la base es grande. El cambio de temperatura después de la reacción permanece constante es decir en equilibrio. El calor de neutralización entre una base fuerte y un ácido fuerte siempre será la misma, ya que se consumen al 100%. Existen menos posibilidades de error por pérdida de calor ya que una vez comenzado el experimento, en ningún momento se abre la tapa del calorímetro. La utilización de resistencias como fuente de calor impide la disipación de calor al entorno ya que la transferencia se produce en el termo adiabáticamente aislado. Es importante, por lo tanto, la cronometración exacta del tiempo de entrega de calor, ya que de ello depende el resultado de la capacidad calorífica del calorímetro. 14 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA 1. CUESTIONARIO ¿Cuáles son las reglas que se deducen de la ley de Hess? Dar ejemplos. La ley de Hess enuncia: “cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe una reacción en un paso o una serie de pasos.” De la Ley de Hess se deducen las siguientes reglas: La Entalpía de una reacción viene dada por la diferencia de la entalpía deformación de sus productos menos la entalpía de formación de los reactantes. La entalpía de formación de un compuesto es igual a la entalpía de formación de los productos de su combustión menos la entalpía de combustión de dicho compuesto. La entalpía de una reacción es también igual a la suma de las entalpías de combustión de los reactantes menos la suma de las entalpías de combustión delos productos. Ejemplos: Entalpia de formación 𝐶(𝑠) + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 (𝑔) ∆𝐻𝑓° (𝐶𝑂2 ) = −94.09𝐾𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 1 𝐶(𝑠) + 𝑂2 → 𝐶𝑂(𝑔) 2 ∆𝐻𝑓° (𝐶𝑂) = −26.46𝐾𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 Calculo de la entalpia de reacción 𝐶(𝑠) + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 (𝑔) 1 1 94.09𝐾𝑐𝑎𝑙 26.46𝐾𝑐𝑎𝑙 (2 0) 𝐾𝑐𝑎𝑙 67.63𝐾𝑐𝑎𝑙 ∆𝐻𝑟° = ∆𝐻𝑓° (𝐶𝑂2 ) − ∆𝐻𝑓° (𝐶𝑂) − ( ∆𝐻𝑓° (𝑂2 )) = − + − =− 2 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 Calculo de la entalpia de combustión 𝐶2 𝐻4 (𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻(𝑙) −1410.97 0 − 1366.83 ∆𝐻𝑟° = (−1410.97) − (−1366.83) = −44.14𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙 15 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA Explique el efecto de la temperatura sobre el calor de la reacción. Señale las ecuaciones correspondientes. Muchas reacciones no ocurren a 298 K, por lo que debe analizarse como adaptar los datos tabulados a otras condiciones. Supongamos que hemos determinado un cierto calor de reacción a la temperatura T1 y queremos conocer su valor a la temperatura T2. Para determinar cómo varía la entalpía de reacción con la temperatura, manteniendo la P constante, se deriva con respecto a T la expresión que nos da la entalpía de reacción: y como: se tiene que Conocida como ecuación de Kirchhoff integrando entre T1 y T2 se obtiene Para poder integrar la ecuación debemos conocer la dependencia de las capacidades caloríficas de productos y reactivos con la temperatura. Cuando el rango de temperaturas es pequeño se suele despreciar esta dependencia y podemos sacar fuera de la integral la variación de Cpo cuando no es así hay que integrar dicha variación con respecto a T. Defina los siguientes términos termodinámicos: proceso, cambio de estado, proceso cíclico y proceso reversible. PROCESO Corresponde a la evolución de determinadas magnitudes (o propiedades) propiamente termodinámicas relativas a un determinado sistema físico. Desde el punto de vista de la termodinámica, estas transformaciones deben transcurrir desde un estado de equilibrio inicial a otro final; es decir, que las magnitudes que sufren una variación al pasar de un estado a otro deben estar perfectamente definidas en dichos estados inicial y final. CAMBIO DE ESTADO Los cambios de estado en un sistema son producidos por interacciones con el entorno o medio a través del calor y del trabajo, que son dos distintos modos de la transferencia de energía. Durante estas interacciones es necesario considerar equilibrio termodinámico (un proceso estático) para que las ecuaciones sean válidas al relacionar una con otra las propiedades del sistema. PROCESO CÍCLICO Se da cuando un sistema, por una serie de procesos, vuelve a su estado inicial. El calor recibido por el sistema se ha transformado en trabajo, o viceversa. PROCESO REVERSIBLE 16 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA Se denominan procesos reversibles a aquellos que hacen evolucionar a un sistema termodinámico desde un estado de equilibrio inicial a otro nuevo estado de equilibrio final a través de infinitos estados de equilibrio. Estos procesos son procesos ideales, ya que el tiempo necesario para que se establezcan esos infinitos estados de equilibrio intermedio sería infinito. Relación entre la variación de entalpía y la variación de energía interna para una reacción La entalpía está relacionada con la energía interna mediante la ecuación reacción que se realiza a presión constante la variación de entalpía será: , luego en una Y si la presión es la presión estándar, esta ecuación se transforma en Por otro lado: Hemos visto con anterioridad como se calcula la variación de entalpía para una reacción, pero ¿cómo se calcula la variación de volumen molar? Para calcularlo vamos a suponer que estamos estudiando la siguiente reacción: si despreciamos el volumen de líquidos y sólidos frente al de los gases, la variación de volumen para esta reacción a una temperatura T, vendrá dado por: y si los gases se suponen ideales por lo que la variación de volumen de la reacción vendrá dado por la ecuación: Así la relación entre la variación de entalpía y energía interna para una reacción es En muchas ocasiones el segundo sumando, el debido a la variación de volumen de la reacción no es muy grande, especialmente en el caso de que sólo intervengan en la reacción líquidos y sólidos, por lo que las variaciones de entalpía y de energía interna son muy parecidas. Variaciones de entropía y energía libre en una reacción química Para una reacción química determinada la variación de entropía estándar a una temperatura T viene dada por la ecuación: 17 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA Recordemos que la entropía de cualquier sustancia pura puede calcularse haciendo uso del Tercer Principio de la Termodinámica A cualquier temperatura la variación de entropía de la reacción viene dada por la diferencia entre las entropías de productos y reactivos, generalmente tabuladas a 298K. Sin embargo, no siempre las reacciones se llevan a cabo a esta temperatura, para calcular la variación de entropía a otra temperatura bastará con integrar la ecuación anterior entre 298K y la temperatura a la cual se realiza la reacción (si no hay cambios de fase en ese rango de temperatura). Para ello será necesario conocer la dependencia de la entalpía normal de reacción con la temperatura: Del mismo modo que hemos calculado la variación de entropía estándar de una reacción se calcula la variación de energía libre estándar para la reacción y se define como: Generalmente se tabulan los valores de las energías de Gibbs de las sustancias químicas a 298K, pero lo que realmente se tabula es la variación de energía libre de formación de las sustancias a partir de los elementos que los constituyen en sus estados estándar. Es por esto que la ecuación anterior puede ser sustituida por esta otra ecuación: Para obtener los valores de energía de Gibbs normal de reacción, Gio, basta con considerar que la reacción de formación de un compuesto químico es un proceso isotérmico e isobárico, por lo que BIBLIOGRAFIA https://es.scribd.com/doc/15476138/Termoquimica https://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/14-termoquimica.html 18 PRÁCTICA N°2 TERMOQUÍMICA
