CALOR DE NEUTRALIZACIÓN Objetivo.-
El objeti objetivo vo princi principal pal de la experi experienc encia ia es determ determina inarr en forma forma experim experiment ental al el calor calor de neutralización de un ácido o base fuerte con una base o ácido fuerte.
-
Analizar y determinar la diferencia con el calor de neutralización entre la anterior reacción y cuando se realiza la mezcla de una ácido o base fuerte con una base o ácido débil.
Fundamento Teórico.La termoquímica es una parte de la termodinámica, cuyo objetivo principal es el estudio de las leyes de la termodinámica dentro de las reacciones químicas. Generalmente las reacciones son a presión constante por lo que normalmente es conveniente utilizar los conceptos de energía libre de Gibbs y Entalpía, éste último es el concepto a estudiar en esta experiencia. Las reacciones por lo general, se clasifican como reacciones endotérmicas o exotérmicas. Las reacciones reacciones endotérmicas endotérmicas son aquellas aquellas que necesitan necesitan absorber calor de los alrededores alrededores para que se produzca la reacción requerida. Normalmente este tipo de reacciones se distinguen por el signo positivo que acompaña al valor de su entalpía de reacción. Las reacciones exotérmicas son aquellas que desprenden calor a los alrededores, para que se produzca la reacción requerida. Normalmente este tipo de reacciones se distinguen por el signo negativo que acompaña al valor de su entalpía de reacción. Una reacción será espontánea siempre y cuando su entropía sea mayor a cero y su energía de Gibbs sea menor a cero, es decir que para que sea espontáneo un proceso, éste tiene que tener el potencial de actuar sin la existencia de un agente externo. hay reacciones que se llevan a cabo muy lentamente, lentamente, pero que son espontáneas espontáneas,, dándonos dándonos a entender entender que no se debe confundir confundir los conceptos de espontaneidad con la velocidad de reacción, concepto que no tiene nada que ver con que si la reacción es espontánea o no. Entalpías de reacción y calores Standard :
No se pueden asignar ningún significado al valor de un cambio de calor si no se especifican las condiciones exactas bajo las cuales se hacen las medidas. En concreto es importante establecer la condición física de los productos iniciales y finales. Esto se hace normalmente estableciendo los estados de las sustancias entre parént paréntesi esis, s, ya que que cuand cuando o hablam hablamos os de calores calores de rea reacci cción ón es bastan bastante te distin distinto to hablar hablar por ejemplo de la formación de agua en su estado gaseoso que de esta misma sustancia en su estado liquido. Siempre que una sustancia pueda existir en diferentes modificaciones estructurales y tome parte en una reacción química, es necesario especificar claramente la forma particular empleada en la reacción, ya que una reacción producida por un tipo de estructura difiere bastante en su entalpia si se realizara esta misma reacción con otro tipo de estructura del mismo material. Para comparar los cambios de calor de diferentes reacciones o usar valores de cambios de calor en cálculos termodinámicos, se ha visto por conveniente en citar la magnitud de cambio de calor que tiene lugar a una temp tempera eratu tura ra dada dada ( se debe debe recor recorda darr que que la ental entalpi pia a es una una func funció ión n que que depe depend nde e de la temperatura, es decir a diferentes temperaturas el cambio de entalpia de una misma reacción es diferente). La temperatura a la que se encuentran los datos usualmente es 25 C o 298 K, conocida por ello, como temperatura Standard. Cuando se mide un cambio de calor de esta forma, se dice que este es el calor Standard de la reacción y se la conoce por la siguiente simbología: H . Es necesario para algunos de los casos conocer la entalpia de reacción de una sustancia a una
temperatura diferente a la Standard, valor que se puede conocer aplicando únicamente la ley de Kirchhof. El proceso endotérmico explicado anteriormente para ionizar una sustancia débil, precisa de cierta energía proveniente generalmente de calor absorbido del medio ambiente para ionizar la sustancia. Calor de Disociación:
En la mayoría de los casos, generalmente las sustancias se encuentran en Solución y no así como moléculas neutras. El calor integral de Solución, es el cambio de entalpia cuando cada mol de soluto se disuelve en una cierta cantidad de disolvente a temperatura y presión constantes. La ecuación que gobierna esta clase de cálculos así mismo, nos dice: Calor de Solución:
Este dispositivo fue creado para determinar los cambios de calor de una reacción a volumen constante. Un dispositivo de este tipo, en el que la cámara de reacción esta aislada para que no entre ni pierda calor, se llama calorímetro adiabático. Bomba calorimétrica:
Los calores de combustión que son los que mayormente se miden dentro de las bombas calorimétricas, son muy grandes, del orden de varios cientos de calorías por mol, y trabajando con cuidado pueden medirse con una precisión de 0.01 por 100. El inconveniente del empleo de los calores de combustión para el estudio de las diferencias en contenido energético de dos compuestos es que se ha de obtener de diferencias pequeñas entre números muy grandes. Un segundo tipo de reacciones interesantes, que algunas veces resultan adecuadas, es la hidrogenización de los compuestos orgánicos. Las sustancias insaturadas como son aquellas que contienen enlaces carbono-carbono doble o triples, pueden algunas veces saturarse con hidrógeno mediante reacciones susceptibles de estudio termodinámico, estas reacciones liberan mas calor que las de oxidación y, por tanto son de mayor utilidad cuando se trata de medir pequeñas diferencias de energía entre sustancias. Esta técnica ha sido desarrollada por primera vez por J.B. Kistiakowsky en Harvard. Dentro de la bomba calorimétrica generalmente como se ha visto, se miden los calores de combustión e hidrogenización, interesándole mas, por ende el campo orgánico de la química. Los calores de las sustancias inorgánicas como son: los calores de disolución, neutralización y formación de complejos con frecuencia se pueden medir en un calorímetro. Básicamente es un dispositivo aislado abierto a la atmósfera, con una cámara de reacción donde se detectan los cambios de temperatura con ayuda de un termómetro, y, a través de estas medidas determinar la cantidad de calor intercambiado. El calor desarrollado por la reacción u otro proceso físico en la cámara de reacción que se halla inicialmente a una temperatura T1, actúa de tal modo que la temperatura final del calorímetro cambia hasta una temperatura T2. El calorímetro:
Así como dentro de la bomba calorimétrica se precisaba calibrarla, para encontrar su capacidad calorífica, de igual manera existe varios métodos para el calibrado del calorímetro. La masa y el calor específico del calorímetro están dados por las suma de cada una de las masas y calores correspondientes a sus componentes, por ello es necesario luego de su construcción el conocimiento de esta sumatoria que no es nada menos que la capacidad calorífica de este. Este es el método Estimativo, donde: Vidrio (Cp=0.16 cal/gr ºC), mercurio (Cp=0,0332 cal/gr ºC), sal diluida (Cp= 0,98 cal/gr ºC). Una segunda forma de conocer experimentalmente la constante K del calorímetro se basa en el conocimiento del calor de solución de una sustancia patrón. Conocida la capacidad calorífica del calorímetro y las temperaturas inicial y final se puede determinar el calor cedido por la reacción ocurrida en el cámara de reacción. Se debe resaltar que
la capacidad calorífica del calorímetro esta en función de las masas de los componentes, por lo tanto los componentes no deben cambiar durante la sesión experimental.
Corrección de la variación de Temperatura.La temperatura del sistema del calorímetro, varía durante el experimento tanto a cuenta del calor del proceso, como a consecuencia del intercambio de calor con el medio (por conducción, radiación) y el calentamiento durante la agitación. Por lo tanto, la ) T medida diverge de la verdadera ) T que corresponde al calor del proceso que se estudia. La corrección de las lecturas de temperatura se realiza con la ayuda del método gráfico de Lange – Mischeneo, para compensar las pérdidas de calor por intercambio.
Aparatos y Reactivos.- Se utilizaron los siguientes aparatos: -
1 Vaso Dewar de 500 ml. 1 Termómetro Beckman 2 Pipetas de 1 ml. 2 Pipetas de 5 ml. 3 Matraces aforados de 50 ml. 1 matraz aforado de 250 ml. 1 Matraz aforado de 500 ml. Espátula 3 Vasos de precipitación de 50 ml. 1 Vaso de precipitación de 250 ml. 2 Matraces Erlenmeyer de 100 ml. 2 Buretas de 50 ml. 2 Soportes Universales. 2 Pinzas con nuez. 1 Balanza analítica digital. 1 Piseta 1 Probeta de 100 ml. Agua Destilada. Hidróxido de Sodio. Ácido Clorhídrico. Ácido Acético. Fenolftaleína Anaranjado de metilo. Carbonato de Sodio. Acetona.
Procedimiento.INICIO
Hacer los cálculos para la preparación de soluciones de HCl, NaOH, y CH 3COOH de concentraciones 2N y 0,1 N
Pedir la cantidad calculada de reactivos
Proceder a la preparación de las soluciones previamente establecidas Insertar en el calorímetro 150 ml de H 2O y en el tubo
5ml de HCl 2N
Controlar la temp cada 10 o 15 seg.
Tomar nota de Temp y tiempo
NO Esta estable la temperaturaatura?
SI
Realizar el mismo procedimiento para las siguientes soluciones y cantidades: 50 ml NaOH 0,1N – 5 ml. HCl 2N;150 ml. HCL 0,1N – 5 ml. NaOH 2N;150 ml. NaOH 0,1N – 5 ml. CH 3COOH 2N
NO
¿Se realizó el proceso con todas las soluciones?
SI
FIN
Cálculos.Primero describiremos la manera en que preparamos las diversas soluciones. a) Para preparar 25 ml de NaOH [ 2N] 25 ml * 2 Eq-g * 1 mol * 40 g * 100 g 1000 ml 1Eq-g 1mol 98 g
= 2.04 g Na OH
b) Para preparar 50 ml de H Cl [ 2N] 50ml * 2 Eq-g * 1 mol * 36.5 g * 100 g * 1 cc = 8.28 ml H Cl 1000ml 1Eq-g 1mol 37 g 1.19g c) Para preparar 500 ml de Na OH [ 0.1N] 500 ml
*
1l * 0.1 Eq-g 1000 ml 1l
*
40 g * 100 g 1Eq-g 98 g
= 2.04 g Na OH
d) Para preparar 250 ml de H Cl [ 0.1N] 0.25 l * 0.1 Eq-g * 1 mol * 36.5 g * 100 g * 1 cc = 2.07 ml H Cl 1l 1Eq-g 1mol 37 g 1.19g e) Para preparar 25 ml de CH3 COOH [ 2 N] 25 ml * 2 Eq-g * 1000 ml
1 mol * 60 g * 100 g * 1 cc = 2.86 ml CH 3 COOH 4 Eq-g 1mol 99.8 g 1.05g
• Para las valoraciones de las soluciones hicimos los siguientes cálculos a)
Para valorar el H Cl [ 0.1N] a partir de un solución de 0.15 g de Na 2CO3
# eq – g Na2CO3 = 0.15 g Na2CO3
* 2Eq-g = 3.77 * 10 106 g
-3
Volumen gastado de H Cl = 0.0297 litros # eq – g Na2CO3 = # eq – g H Cl 3.77 * 10
–3
= N H Cl * 0.0297
N H Cl = 0.127 [N] b) Para valorar el H Cl [ 2N] a partir de un solución de 1 g de Na 2CO3 # eq – g Na2CO3 = 1 g Na2CO3
* 2Eq-g
= 0.019
106 g Volumen gastado de H Cl = 0.009 litros # eq – g Na2CO3 = # eq – g H Cl 0.019 = N H Cl * 0.009 N H Cl = 2.11 [N] c) Para valorar el H Cl [ 2 N] a partir de 0.7 ml de H Cl 2.11 [N] Volumen gastado de Na OH = 0.005 litros # eq – g Na OH = # eq – g H Cl 2.11 * 0.005 = N
Na OH
* 0.0007
N Na OH = 15.07 [N] d) Para valorar el Na OH [ 0.1N] a partir de 12.5 ml de H Cl Volumen gastado de Na OH = 10 ml # eq – g Na OH = # eq – g H Cl 0.127 * 12.5 = N Na OH * 10 N Na OH = 0.158 [N] e)
Para valorar el CH3 COOH [ 2 N] a partir de 2.6 ml de Na OH 2 [N]
Volumen gastado de CH 3 COOH = 2 ml # eq – g Na OH = # eq – g CH3 COOH 2.6 * 2 = N
CH3 COOH
* 2
N CH3 COOH = 2.6 [N]
Determinación de la Capacidad Calorífica del Calorímetro.V H20 = 150 ml m KCl = 2 gr ∆
T (ºC)
Tiempó (s)
3.01
0
3.01
10
3.00
20
3.00
30
3.01
40
3.01
50
3.01
60
3.01
70
3.02
80
3.02
90
3.02 Cuando se revienta la Ampolla ∆ T (ºC)
100 se obtiene lo siguiente. Tiempó (s)
3.00
0
2.70
10
2.69
20
2.65
30
2.60
40
2.54
50
2.49
60
2.45
70
2.42
80
2.40
90
2.40
100
Calor de Neutralizacion.-
∆
150 ml HCl 0.1 N
150 ml Na OH 0.1 N
150 ml Na OH 0.1 N
5 ml Na OH 2 N
5 ml H Cl 2 N
5 ml CH3 COOH 2 N
T (ºC) 2,92
∆
T (ºC) 3,18
∆
T (ºC) 3,45
∆
T (ºC) 3,95
∆
T (ºC) 3,63
∆
T (ºC) 3,80
2,92
3,54
3,42
4,16
3,52
3,80
2,91 2,90 2,88 2,88
3,55 3,56 3,56 3,56
3,40 3,39 3,39 3,39
4,17 4,19 4,18 4,18
3,41 3,34 3,26 3,23
3,80 3,80 3,81 3,81
2,88
3,56
3,39
4,18
3,22
3,82
2,88
3,56
3,39
4,18
3,22
3,82
2,88
3,56
3,39
4,18
3,22
3,82
2,88
3,56
3,39
4,18
3,22
3,82
2,88
3,56
3,39
4,18
3,22
3,82
Corrección de Temperaturas. Todas las correcciones fueron sacadas de las gráficas respectivas. Todas las temperaturas están expresadas en ºC: Para determinar K:
T1’= 2.98 T2’= 2.72 ∆ T = -0.26
Para determinar QN NaOH:
T1’= 2.94 T2’= 3.52 ∆ T = 0.58
Para determinar QN HCl:
T1’= 3.51 T2’= 4.16 ∆ T = 0.65
Para determinar QN CH3COOH:
T1’= 3.38 T2’= 3.76 ∆ T = 0.38
Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro Para determinar la capacidad calorífica del calorímetro, se necesitan los siguientes datos:
Q = -4404 Cal/mol (Dato bibliográfico) n = 2 g KCl ∆ T
*
1 mol = 0.0268 74.5 g KCl
= -0.26
Reemplazando en la formula; K= Qn T K = 453.95 (cal /°C)
Calcular el calor de Neutralización: Con la siguiente formula:
Qn = K T
• Para HCl con NaOH: QN = (453.95) x (0.65) QN = 295.067 cal Para el numero de moles: 5 ml * 2 Eq-g * 1000 ml ∆
HN = - 295.06 0.01
∆
HN = - 29506 cal
∆
HN = - 29.506 Kcal
1 mol = 0.01 moles 1Eq-g
• Para Na OH con HCl: QN = (453.95) x (0.58) QN = 263.291 cal Para el numero de moles:
5 ml * 2 Eq-g * 1 mol = 0.01 moles 1000 ml 1Eq-g ∆
HN = - 263.29 0.01
∆
HN = - 26329 cal
∆
HN = - 26.329 Kcal
• Para CH3 COOH con NaOH: QN = (453.95) x (0.38) QN = 172.501 cal Para el numero de moles: 5 ml * 2 Eq-g 1000 ml
* 1 mol = 0.01 moles 1 Eq-g
∆
HN = - 172.50 0.01
∆
HN = - 17250 cal
∆
HN = - 17.250 Kcal
¿Cómo depende el calor de neutralización con la concentración? El calor es directamente proporcional a la concentración
Calcular el calor de formación del OH ∆
HR =
∆
Hproductos - ∆ Hreactivos
∆
HR =
∆
Hagua – (∆ HH +
∆
HOH )
∆
HH = 0
Reemplazando en la formula con los datos conocidos. ∆
HOH =
∆
HOH = -68.32 + 13.7
∆
HOH = -54.62 Kcal / mol
∆
Hagua -
∆
HR
Calcular los errores relativos de las entalpias experimentales respecto a los valores bibliográficos. Er = ( Xexp - Xteo )/ Xteo Sabemos que el valor teórico (bibliográfico) para cualquier reacción de neutralización tiene un valor aproximado de - 13.7 K Cal/mol.
• Para el HCl Er = ( 29.50 – 13.7 ) 13.7 Er = 1.153
• Para el Na OH Er = ( 26.329 – 13.7 ) 13.7 Er = 0.921
• Para el CH3 COOH Er = (17.250 - 13.7 ) 13.7 Er = 0.259
Explicar detalladamente con ejemplo ¿qué es un indicador de neutralización? y ¿qué es un intervalo del indicador? En las titulaciones de ácidos y bases se aprovecha el hecho de que el pH de la solución que se está titulando cambia rápidamente a medida que se va llegando al punto de equivalencia. Cuando una base y un ácido se han mezclado en cantidades equivalentes, se dice que se han neutralizado entre si. Sin embargo, esta definición es un tanto confusa, pues la solución resultante puede ser neutra, ácida o básica. Puesto que el objetivo de una titulación es de mezclar cantidades equivalentes de reactivos, la selección del indicador esta determinada por el pH de la solución en el punto de equivalencia.
Si tenemos como ejemplo, un matraz que contiene una solución ácida, por decir HCl, la solución básica estará entonces en la bureta, por ejemplo: NaOH. A medida que la base se añade al ácido la relación del pH ira aumentado. El pH en todos los casos aumenta lentamente al principio, para posteriormente seguir una trayectoria casi vertical. Por lo tanto para poder conocer cuando se debe suspender la adición de la base, el indicador debe seleccionarse de tal forma que su cambio de color esté comprendido en el intervalo de pH constituido por la porción de mayor pendiente, entonces, el intervalo del indicador se define como la porción de pH al cual el indicador realiza su cambio de color, por ejemplo la Fenoftaleina comienza a cambiar de incoloro a rojo desde un pH aproximado a 8 hasta 10.
Conclusiones y observaciones.Habiendo realizado la experiencia y analizado debidamente todos los datos que la misma aportó, se puede concluir lo siguiente: •
Se pudo lograr con plenitud del experimento.
•
Se aprecio muy bien los cambios efectuados en la valoración y en la titulación, aunque con una limitada cantidad de compuestos, pero se obtuvo los resultados que se deseaba en la practica.
•
Los objetivos de la práctica si fueron cumplidos, ya que se pudo determinar el calor de neutralización del ácido mediante el calorímetro adiabático.
150 ml. NaOH 0,1N - 5ml. HCl 2N
GRAFICA T - t 4,3 4,2 4,1 4
) 3,9 C ( 3,8 a r 3,7 u t a 3,6 r e p 3,5 m e 3,4 T 3,3 3,2 3,1 3 0
50
100
150
200
250
Tiempo (s)
150 ml. HCl 0,1N - 5 ml. NaOH 2N
GRAFICA T - t
3,7 3,6 3,5 3,4
) 3,3 C ( 3,2 a r u 3,1 t a r e 3 p m e 2,9 T 2,8 2,7 2,6 2,5 0
20
40
60
80
100
Tiempo (s )
150 ml. NaOH 0,1N - 5 ml. CH3COOH 2N
120
140
160
180
200
GRAFICA T - t
3,9 3,8 3,7
) C 3,6 ( a r u 3,5 t a r e p 3,4 m e T 3,3 3,2 3,1 0
50
100
150
200
250
Tiempo (s)
Determinación de K.
GRAFICA T - t 3,1 3 2,9
) C 2,8 ( a r u 2,7 t a r e p 2,6 m e T 2,5 2,4 2,3 0
50
100
150
Tiempo (s)
200
250
