UNIVERSIDAD DE COSTA RICA FACULTAD DE CIENCIAS ESCUELA DE QUIMICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL 1 ( QU 0112) 1 SEMESTRE - AÑO 2014 INFORME DE LABORATORIO #8 ESTUDIANTE: Jeremy Solís Fonseca Fonseca ASISTENTE: Leonel Bustamante C. (Calvo-Nigro, 2013, )
CARNÉ: B46828 GRUPO: 029
Termoquímica y Termodinámica INTRODUCCIÓN: El objetivo principal de este informe es efectuar mediciones de calor desprendido en varias reacciones llevadas a cabo en un calorímetro de cobre. Para ello es necesario primeramente conocer los dos conceptos principales en estudio, Termodinámica y Termoquímica. El primero se refiere al estudio minucioso de la energía, sus transformaciones y aplicaciones. El segundo es una rama de la primera, la cual estudia específicamente las relaciones que existen entre entr e las reacciones reacciones químicas y sus respectivos cambios energéticos en forma de calor. En la presente practica realizada se realizaron experimentes y mediciones para determinar inicialmente la capacidad calórica del calorímetro de cobre, el cual se siguió utilizando para todas las partes de la práctica. Además, determinar el calor de neutralización del NaOH con HCl, el calor de neutralización de NaOH con HOAc y por último, el calor de reacción de combinar CuSO 4 con Mg. Todas estas determinaciones se logran mediante la mediciones de ciertas temperaturas de las sustancias en estudio y realizando cálculos con formulas especificas para cada proceso (de todo esto se hablara con más detalle más adelante).
SECCIÓN EXPERIMENTAL: Se siguieron los procedimientos descritos por Patricia Guzmán L. en el Manual de Prácticas de Laboratorio de Química General I de la pág. 19 a la pág. 21. En las cuales se realizan los procedimientos necesarios para calcular la capacidad calorífica de un calorímetro, el calor de neutralización y el de reacción de ciertas sustancias. sustancias.
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RESULTADOS Y DISCUSIÓN: El procedimiento de esta práctica se inicio con la comparación de los termómetros denominados como A y B. Estos se sumergieron en un beaker de 250ml a temperatura ambiente y se notaron las diferencias entre ambos. La temperatura inicial para los dos termómetros fue de 21°C. Luego de esto se hicieron mediciones a 40, 50 y 35°C para determinar las diferencias de mediciones entre un termómetro y otro, sin embargo en todos los casos la temperatura fue la misma en los dos. El objetivo de esta parte de la práctica era el de tomar el “B” como correcto y así al
hacer mediciones
con él “A” hacer las correcciones para que las determinaciones medidas con este fueran correctas. Pero esto no fue necesario debido a que ambos termómetros estaban calibrados de la misma forma.
Cuadro I: Comparación de termómetros A y B. Temperatura aproximada
Lectura en °C de termómetros
°C
A
B
20
21
21
40
40
40
50
50
50
35
35
35
Lo siguiente fue la determinación de la capacidad calórica del calorímetro el cual fue de cobre. Para ello se utilizaron dos calorímetros con 50ml de agua designados como “vaso 1” y “vaso 2”.
Uno de ellos se calentó a 50°C y el otro a 40°C, seguidame nte se vertió el contenido del “vaso 1” en el “vaso 2” rápidamente y completamente para evitar pérdidas de sustancia y calor. Ambos se
mezclaron con el agitador incorporado en el calorímetro y se determino con el termómetro su temperatura final que fue de 43°C. De esta forma se observa que la perdida de temperatura del el agua del vaso 1 fue de 7°C, pero de esa cantidad tan solo 3°C fueron absorbidos por el agua del vaso 2. Los restantes 4°C quedaron contenidos en el calorímetro, esto debido a su capacidad calórica.
Cuadro II: Determinación de la capacidad calórica del calorímetro. Temperatura de 50,0ml de agua en el vaso 1
50°C
Temperatura de 50,0ml de agua en el vaso 2
40°C
Temperatura de la mezcla
43°C
▲T para el vaso de agua 1
7°C
de agua 2
3°C
▲T para el vaso
Para determinar la capacidad calórica del calorímetro es necesario primero calcular la cantidad de calor de ambos vasos con la siguiente fórmula: ▲Cantidad de calor= g H2O x Calor Esp. H 2O J/°C x ▲T
Por lo cual sabiendo que la cantidad de gramos total de gramos de agua es 100g y el calor especifico del agua es de 4,18J/°C se puede sustituir los valores en la formula y así determinar su cantidad de 2
calor. ▲Cantidad de calor vaso 1= 100g x 4,18J/°C x 7° C = 2926J ▲Cantidad de calor vaso 2= 100g x 4,18J/°C x 3°C = 1254J
Por lo tanto el calor que se perdió en el calorímetro y proceso es de 1672J (producto de los resultados). Dividiendo este resultado por 7°C es como se obtiene la capacidad calórica del calorímetro que experimentalmente dio 239J/°C (este dato será el utilizado en todos los cálculos que requieran de la capacidad calórica del calorímetro). Todo esto se debe a que cuando se tiene una sustancia con un calor mayor a la otra, provoca que la energía calórica fluya de una sustancia a la otra buscando alcanzar el equilibrio térmico. (Calvo-Nigro, 2013, 258-267 ) En la parte D de la práctica de laboratorio correspondió realizar los cálculos y procedimientos necesarios para determinar el calor de neutralización del NaOH con HCl, el cual es el calor que se desprende en la reacción de cantidades equivalentes de ácido y de base en disolución. Primeramente se coloco en dos buretas disolución de HCl 1,00 mol/ L y disolución de NaOH 1,00 mol/L. Luego en un beaker se vertieron exactamente 10,0ml de HCl y en el calorímetro 10,0ml de NaOH, este último se mezclo (después de tapar el calorímetro) y se midió la temperatura (25°C) hasta que se estabilizo (esta aumento debido a la energía cinética a la que fueron sometidas las partículas de la sustancia). Luego al calorímetro se agrego rápidamente el HCl y se midieron las temperaturas de la reacción (esta fue aumentando hasta un punto en el que dejo de hacerlo para posteriormente disminuir), dando como un máximo de 32°C. Tomando como V de la disolución a 20,0ml, 0,500mol/L como su concentración molar, densidad de 1,02g/ml y su calor especifico de 4,01J/gx°C, se puede determinar su calor de neutralización mediante los siguientes cálculos:
Q1= (V dsl x p dsl) x C esp dsl x (Tf(mezcla) – Ti(NaOH)) Q1= (20,0ml x 1,02g/ml) x 4,01J/gx°C x (32°C-25°C) = 572J Después de haber obtenido el resultado de la Q 1 se sustituye en la formula de calor de neutralización:
C neutr. = Q1 + (Ccalórica calorímetro x (Tf(mezcla) – Ti(NaOH))) Cneutr. = 572J + (239J/°C x (32°C-25°C)) =2245J
Según el manual de laboratorio utilizado, lo siguiente para esta parte era determinar el calor de neutralización por mol de sustancia. Primeramente determinamos los moles de sustancia y luego sustituimos los datos en la formula correspondiente. Molsust. = Cndsl x Vdsl = 0,500mol/L x 0,02L = 0,01mol Cmolar neutr. = ▲H = Cneutr. / Molsust. = 2245J/0,01mol = 2,25x10 5 J/mol Con todos estos resultados obtenidos es necesario mencionar que el calor especifico es una medida que nos dice que entre mayor sea esta, mayor será la energía requerida para aumentar su temperatura. En el último paso de esta parte se introdujo un papel tornasol azul y rojo a la mezcla. Con el azul, este se torno rojo por un exceso de ácido, por otro lado, con el rojo no hubo cambio alguno por la falta de base en la sustancia. (Calvo-Nigro, 2013, 258-267) En la parte E de la práctica correspondió a realizar los mismos procedimientos que la parte D, solo que esta vez con NaOH que reacciona con HOAc para determinar su calor de neutralización. Al 3
realizar las mediciones de la temperatura final y la inicial estas dieron como resultado respectivamente 26°C (temperatura inicial del NaOH) y 31°C (temperatura final de la mezcla). Luego se mezclaron tal y como se hizo con las sustancias de la parte D. Para determinar su calor de neutralización se realizaron los siguientes cálculos: Q1= (20,0ml x 1,02g/ml) x 4,01J/gx°C x (31°C-26°C) = 409J El resultado de la Q 1 se sustituye en la formula de calor de neutralización: Cneutr. = 409J + (239J/°C x (31°C-26°C)) =1604J Luego determinamos los moles de sustancia y luego sustituimos los datos en la formula correspondiente. Molsust. = Cndsl x Vdsl = 0,500mol/L x 0,02L = 0,01mol Cmolar neutr. = ▲H = Cneutr. / Molsust. = 1604J/0,01mol = 1,60x10 5 J/mol En el último paso de esta parte se introdujo un papel tornasol azul y rojo a la mezcla. Con el azul no hubo cambio por la falta de ácido, por otro lado, con el rojo, este se torno ligeramente azul por el exceso de base en la sustancia. Habiendo tenido estos resultados podemos concluir que el calor de neutralización es el calor que se produce en la reacción de neutralización de un mol de ácido, acuoso, por un mol de una base que también este en solución. Para realizar cálculos exactos es necesario que se tomen cantidades iguales de ácido y de base. Esta es la razón por la que en la parte D y la E al evaluar el papel tornasol azul y rojo se obtuvieron los resultados obtenidos. (Calvo Nigro, 2013, 258-267) En la última parte (F) se midió en el calorímetro por medio de una bureta 20,0ml de disolución 1,0 mol/L de CuSO4 y se leyó la temperatura inicial (25°C). Seguidamente se le introdujo al calorímetro aproximadamente 1g de Mg y se tapo inmediatamente para luego agitarlo. Se realizaron los mismos procedimientos de medición de temperatura que en las partes anteriores y se determino su temperatura final (47°C). Luego de esto se procedió a determinar el calor de reacción. Tomando como densidad de la disolución 3,6g/ml, 20,0ml como volumen y calor especifico 4,01J/gx°C: Q1= (20,0ml x 3,6g/ml) x 4,01J/gx°C x (47°C-25°C) = 6352J CTotal = 6352J + (239J/°C x (47°C-25°C)) =11610J De esta forma ya tenemos el calor total, y para determinar el calor de reacción es necesario una formula muy sencilla:
Creacción = -CTotal = -11610J
Ya calculado se puede decir que el calor de reacción es a cantidad de energía calorífica que el sistema ha de ceder o absorber para que la temperatura permanezca constante durante todo el proceso de la reacción química. En este experimento el calor de reacción dio un número con signo negativo, esto se debe a que es una reacción exotérmica. El calor de reacción tiene signo contrario al de calor total, ya que el de reacción (como se dijo anteriormente) es la cantidad de energía que absorbe la reacción en este caso, y básicamente el calor total es el calor invertido para que se diera dicha reacción. También se realizo la determinación del calor de reacción por mol del CuSO 4: Molsust. = Cndsl x Vdsl = 1,0mol/L x 0,02L = 0,02mol Cmolar neutr. = ▲H = Cneutr. / Molsust. = -11610J/0,02mol = -5,81 x10 5 J/mol 4
CONCLUSIONES: Se puede concluir de manera breve, que para realizar todas las mediciones, cálculos y determinaciones necesarias para esta práctica es necesario tener muy en cuenta la primera ley de la termodinámica (la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma) debido a que a la hora de realizar las mediciones de temperatura en la parte C después de haber sido calentados y mezclados los contenidos de ambos calorímetros, se observa una pérdida considerable de calor que sin saber esto no sabríamos que fue lo que paso. Pero gracias al estudio de este tema, se conoce que el calorímetro también absorbe cierta cantidad de energía que es la que se calcula mediante los cálculos descritos en este reporte. Siendo este dato de utilidad para los posteriores cálculos de la práctica.
BIBLIOGRAFÍA: 1-Calvo-Nigro, Ricardo. (2013). Química General: Manual de procedimientos (Manual utilizado en Universidad Latina).
2-Goldsby, R. C. (2013). Undécima Edición Química. Mc Graw Hill Companies. 3-Grupo Heurema. (s.f.). Enseñanza de la física y la química . Recuperado el 02 de Abril de 2014, de http://www.heurema.com/QG58.htm 4-Martínez, I. (1992). Termodinámica: Básica y Aplicada. Dossat S.A. 5-www.ieslaaldea.com. (21 de Febrero de 2010). ieslaaldea.com. Recuperado el 29 de 05 de 2014, de http://www.ieslaaldea.com/documentos/fisicayquimica/bloquev.pdf
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