CALOR DE REACCION DE NEUTRALIZACION NEUTR ALIZACION. Aurora Zawadzky, (
[email protected] (aurozaw@hotmail. com ), Isabel Guerrero (
[email protected]). Tecnología Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle, Cali septiembre de 2011.
RESUMEN En la práctica anterior se determino la capacidad calorífica de de un calorímetro mediante un sistema del cual se obtuvo que Cc=-48.5 J/K, además con los datos obtenidos se determino la entalpia de una reacción de neutralización.
PALABRAS CLAVES: Calor especifico, entalpia, calorímetro, reacción de neutralización, capacidad calorífica.
INTRODUCCION
unidad de masa, sin cambio de estado [3]. Además para realizar los cálculos matemáticos se deben tener en cuenta ecuaciones como las siguientes:
La inmensa mayoría de los procesos químicos transcurre con un intercambio de energía entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio de estas reacciones se le denomina termoquímica. La termodinámica es la rama de la química que se dedica al estudio de las relaciones entre el calor y el resto de las formas de energía. Analiza, por lo tanto, los efectos de los cambios de temperatura, presión, densidad, masa y volumen en los sistemas a nivel macroscópico [1]. Desde el punto de vista de la termoquímica, las reacciones se clasifican en: exotérmicas y endotérmicas, que se demostró en la práctica anterior. También, se debe tener en cuenta la entalpia que se define como la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno [2]. Otros conceptos que se deben tener claros en esta temática son: calor específico que es la cantidad de calor necesaria para aumentar su temperatura en una unidad por
Calor especifico. [ec.1]
Entalpia de reacción. [ec.2] ( () ) ( () )[ec.2]
Temperatura. [ec.3]
OBJETIVOS 1. Determinar si la reacción era exotérmica o endotérmica mediante la función Temperatura –tiempo y observar mediante estos datos el cambio de entalpia.
2. Ayudar a comprender al estudiante el buen manejo de los materiales a 1
utilizar y saber diferenciar entre un acido y una base.
370 380 390 400 410 420 430 440 450 460 470 480 490 500 510 520 530 540
3. Observar si al hacer reaccionar mayor cantidad de base que de acido la liberación de calor es mayor.
DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS Los datos se que se presentaran en la siguiente tabla son los obtenidos en la reacción de una base (NaOH) y un ácido (HCl) en función del tiempo y la temperatura. La lectura del tiempo era en un periodo de 5 minutos en forma alternada. Tabla 1. Presenta el tiempo y la temperatura de la base y el acido.
33,6 33,6 33,6 33,5 33,5 33,5 33,5 33,4 33,5 33,3 33,3 33,2 33,2 33,2 33,2 3,,2 33,1 30,6
ºC HCl 25 mL
ºC NaOH 25 mL
28 27,9 27,6
Ya observado los datos obtenidos, se mostrara las gráficas anexas al final.
160
28,3 28,5 28,4
230
28,4
27,7
CAPACIDAD CALORÍFICA CALORÍMETRO.
t(s) 0 70
(GRAFICA 1. Función tiempo – temperatura del tiempo de mezcla.)
En el tiempo de mezcla la lectura de la temperatura era en un intervalo de 10 segundos durante 5 minutos. Tabla 2. Muestra el tiempo y la temperatura en el tiempo mezcla. t(s)
330 340 350 360
DEL
Se evaluó el tiempo 300s en las ecuaciones obtenidas de la grafica del sistema 1. Ecuación de solución NaOH.
y = -0,001x + 27, 98
y=-0.001(300s)+27.98 y=27.68 ºC Ecuación de la solución HCl
O
C Mezcla
33,6 33,7 33,8 33,7
y = 0,000x + 28 , 37
y= 0,000(300s)+28,37 y=28.37 ºC 2
Obteniendo estos dos resultados se procede a calcular el promedio de estos para sacar la temperatura inicial 27.68 ºC +28.31 ºC /2=27.99 ºC
240
26,9
27,2
Tabla 4.
Muestra el tiempo y la temperatura en el tiempo mezcla. Durante un tiempo de 5 minutos en un intervalo de 10 segundos.
Ti =27.99 ºC
Ecuación de la mezcla NaCl de la cual se obtendrá la temperatura final.
y = -0,038x + 48,31
t(s)
y=-0,038(300s)+48.31 y=36.91 ºC
330 340 350 360 370 380 390 400 410 420 430 440 450 460 470 480 490 500 510 520 530 540 550 560 570 580 590
Tf=36.91 ºC
nHCl= 0.025 L x 1mol/L= 0.025 mol ∆H HCl=-57.2 kJ/mol qr= ∆H = ∆Hr x nHCl qr= ∆H =-57.2 kJ/mol x 0.025 mol = -1430 J msln= Vsln x d (H2O) msln== 50 mL x 1 g/mL= 50g -qr=Cc x ∆T + Csln x msln x ∆T - (-1430 J) = Cc x (8, 91ºC) + (4.184 J/g-ºC) x 50 g x (8, 91ºC)
Cc=-48,5 j/K
Además se trabajo con sistemas de los cuales se mostrara la toma de datos durante el experimento y la capacidad calorífica de cada uno.
SISTEMA 2 Tabla 3. Presenta el tiempo y la temperatura de la base y el acido En un tiempo de 5 minutos del cual se tomarían cuatro muestras. oC H2SO4 t(s) 25 mL oC NaOH 25 mL 60 26 27,4 120 26,9 27,1 180 26,9 27,2 3
O
C Mezcla
33,4 33,5 33,3 33,2 33,1 33,0 33,0 32,9 32,9 32,9 33,9 32,8 32,7 32,7 32,7 32,6 32,5 32,5 32,5 32,5 32,5 32,4 32,4 32,4 32,4 32,4 32,4
600
32,4
Y teniendo en cuenta que este sistema fue trabajado con el mismo calorímetro su capacidad calorífica es la misma.
Cc=-48, 5 j/K SISTEMA 3.
Tabla 5. Presenta el tiempo y la temperatura de la base y el acido En un tiempo de 5 minutos del cual se tomarían cuatro muestras.
t(s) 60 120 180
oC H2SO4 25 mL 26,6 26,7 26,8
oC NaOH 50 mL 27,0 27,0 27,1
240
26,6
27,0
420 430 440 450 460 470 480
35,7 35,6 35,6 35,5 35,5 35,4 35,3
490
35,3
500 510 520 530 540 550 560 570 580 590 600
35,3 35,3 35,2 35,2 35,2 35,2 35,1 35,1 35,1 35,1 35,1
Tabla 6.Muestra el tiempo y la temperatura en el tiempo mezcla. Durante un tiempo de 5 minutos en un intervalo de 10 segundos. t(s) 330 340 350 360 370 380 390 400 410
SISTEMA 4. Los datos fueron obtenidos de otro grupo debido a que el tiempo no permitió a todos terminar.
O
C Mezcla 35,9 36,1 36,0 36,0 35,9 35,8 35,8 37,7 35,7
Tabla 7. Presenta el tiempo y la temperatura de la base y el acido En un tiempo de 5 minutos del cual se tomarían cuatro muestras.
t(s) 0 4
ºC Agua destilada 25 Ml 26,5
ºC NaOH 25 mL 26,7
80 180
26,4 26,5
26,7 26,7
280
26,2
26,6
580 590 600
Tabla 8.Muestra el tiempo y la
La capacidad calorífica de este sistema se lo dará a continuación
temperatura en el tiempo mezcla. Durante un tiempo de 5 minutos en un intervalo de 10 segundos. t(s)
Cc=46.16 j/K SISTEMA 5.
Tabla 9. Presenta el tiempo y la
O
C Mezcla
330 340 350 360 370 380 390 400 410 420 430 440 450 460 470 480 490
26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4 26,4
500
26,4
510 520 530 540 550 560 570
26,4 26,4 26,4 26,3 27,5 27,5 27,5
27,5 27,5 27,5
temperatura de la base y el acido En un tiempo de 5 minutos del cual se tomarían cuatro muestras.
t(s) 60
oC AcOH 25 mL
oC NaOH 25 mL
180
27,2 26,6 26,8
27,8 27,7 27,5
240
26,6
27,5
120
Tabla 10.Muestra el tiempo y la temperatura en el tiempo mezcla. Durante un tiempo de 5 minutos en un intervalo de 10 segundos. t(s)
330 340 350 360 370 380 390 400 410 420 5
O
C Mezcla
31,5 32,0 32,4 32,3 32,5 32,6 32,7 32,7 32,7 32,7
430 440 450 460 470 480 490
32,6 32,7 32,7 32,7 32,6 32,6 32,6
500
32,6
510 520 530 540 550 560 570 580 590 600
32,5 32,5 32,5 32,5 32,5 32,5
H2SO4 (ac) + 2NaOH (ac) Na2SO4 (ac) + 2H2O (l ∆Hrº= [1∆Hfº (Na 2SO4) + 2∆Hºf (H2O)] – [1∆Hºf (H2SO4) + 2∆Hfº (NaOH)] ∆Hrº= [(1mol) ( -1386.8kJ/mol) + (2mol) (-285.8kJ/mol)] – [(1mol) (909.3kJ/mol) + (2mol) (-469.6kJ/mol) ∆Hrº=-109.9kJ
SISTEMA 4. H2O (l) + NaOH H2O(l)
↔ NaOH
(ac)
+
∆Hrº= [1∆Hfº (NaOH) + 1∆H ºf (H2O)] – [1∆Hºf (H2O) + 1∆Hfº (NaOH)]
32,5 32,4 32,4 32,4
∆Hrº= [(1mol) (-469.6kJ/mol) + (1mol) – (-285.8kJ/mol)] [(1mol) (-285.8kJ/mol)+ (1mol) (-469.6kJ/mol) º
∆Hr
La capacidad calorífica de este sistema se lo dará a continuación
= 0kJ
SISTEMA 5.
Cc=74.60 j/K
CH3COOH CH3COONa
ENTALPIA DE REACCION.
+ NaOH (ac) + H2O (l) (ac)
(ac)
∆Hrº= [1∆Hfº (CH3COONa) + 1∆Hºf (H2O)] – [1∆Hºf (CH3COOH) + 1∆Hfº (NaOH)]
HCl(ac) + NaOH (ac) NaCl(ac) + H2O(l) ∆Hrº= [1∆Hfº (NaCl) + 1∆H ºf (H2O)] – [1∆Hºf (HCl) + 1∆Hfº (NaOH)]
∆Hrº= [(1mol) (-723.86kJ/mol) + (1mol) (-285.8kJ/mol)] – [(1mol) (484.2kJ/mol)+ (1mol) (-469.6kJ/mol)
∆Hrº= [(1mol) (-407.1kJ/mol) + (1mol) – (-285.8kJ/mol)] [(1mol) (-167.2kJ/mol)+ (1mol) (-469.6kJ/mol)
º
∆Hr
º
∆Hr
(ac)
= -57.2kJ
= -55.86kJ
DISCUSION DE RESLUTADOS
SISTEMA 2 Y 3. 6
El cambio de entalpía para reacciones con ácidos fuertes es mayor que para ácidos débiles.
base son diferentes, al momento de la reacción la temperatura es mayor respecto a una reacción en la que el acido y la base están en iguales proporciones.
Como lo expresa la energía libre, esta reacción es espontanea a temperatura ambiente y sin necesidad de aplicarle cambios al sistema para que ocurra.
3. El uso incorrecto de ciertos instrumentos, tales como el termómetro mal lavado, la agitación en exceso o por defecto con la varilla de vidrio, o incluso la incorrecta medición con la bureta; pudieron incidir en la reacción, y hacer que esta no fuera completa o que las temperaturas tomadas en los tiempos dados no correspondieran a la temperatura de la reacción.
Como las soluciones no estaban estandarizadas, no se tiene una certeza de la concentración de ellas, esto pudo afectar al momento de diluir el ácido con la base porque no se sabe si la reacción es equimolar como debería serlo. Aplicando la ley de Hess, que dice que solo importa el estado inicial y final de cualquier sistema para determinar el cambio de entalpía, no es necesario tomar tantos datos, con el inicial y el final es suficiente para lo que se necesita.
REFERENCIAS [1]Ralph H Petrucci. Química general, octava edición, Pearson Education, s.a Madrid ,2003(consultada el 5 de septiembre de2011) [2] universidad santo tomas .ecuaciones químicas.http://kinesiologia2010.bligoo.cl/media/us ers/7/388894/files/26197/sesion04..pdf.(consultada el 6 de septiembre del 2011)
El sistema que estaba en equilibrio se puede demostrar también con la energía libre, ya que el cambio de entalpía es cero y cuando esto pasa, el sistema está en equilibrio.
ANEXO 1. GRAFICAS DE LOS SISTEMAS A CONTINUACION.
Conclusiones 1. Las reacciones de neutralización dieron como resultado una liberación de calor; lo que nos dice que la entalpia es negativa para este proceso exotérmico.
2. En una reacción de neutralización, cuando las proporciones de acido y 7
8