CALOR DE REACCION DE NEUTRALIZACION Lorena Torres, Robert Arango L Departamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle, Cali, Marzo de 2011 RESUMEN
PALABRAS CLAVES
INTRODUCCION Debido a la necesidad de saber con exactitud cómo ocurrían los cambios químicos y físicos en una reacción ácido-base, se determinó un sistema que permitía saber experimentalmente el calor que se genera al reaccionar la cantidad de energía liberada de una neutralización con una base fuerte (NaOH) y diferentes ácidos (HCl, H2SO4 y AcOH) en diferentes volúmenes para mezclar. Para ello se empleó un procedimiento calorimétrico consistente en la medida de la variación de la temperatura de las diferentes sustancias implicadas y de su mezcla 1. También se considera el calor absorbido por el material calorimétrico, así que se calcula la capacidad calorífica de éste.
(Ecuacion 1)
Donde Cc es la capacidad calorífica del calorímetro, Cs/n es el calor específico; ms/n la masa de la solución . Todas las reacciones químicas están acompañadas ya sea por una absorción o una liberación de energía, que en general se manifiesta como calor. El calor de una reacción química es el calor intercambiado de energía entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio de estos intercambios de energía constituye el objeto de la termodinámica química2. Desde el punto de vista del calor intercambiado, las reacciones se clasifican en exotérmicas (si van acompañadas de desprendimiento de calor) y endotérmicas (sí se absorbe calor del medio durante el proceso) 3. La energía interna U de un sistema es la función de estado adecuada para ser
medida a condiciones de volumen constante. Se ha definido la función de estado Entalpía, H, como:
(Ecuación 2).
Cuando ocurre un cambio de estado, desde un estado inicial (1) a un estado final (2), el cambio de entalpía, H, viene dado por la siguiente expresión: ∆H
(Ecuación 3)
Para medir los valores de ∆H en calorímetros, se determina el calor liberado o absorbido en el transcurso de una reacción. Si la transferencia de calor desde el calorímetro a los alrededores es despreciable, entonces se debe cumplir que: ∆H = -qr = qs/n + qc
(Ecuación 4)
Siendo q s/n, el calor absorbido por la solución y q c el calor absorbido por el calorímetro.
METODOLOGIA EXPERIMENTAL Como medida de precaución lo primero que se hizo en el laboratorio fue lavar cada uno de los recipientes que se iban a utilizar. Se enjuagaron las pipetas con una solución de H 2SO4 1.0 M y NaOH 1.0 M respectivamente. Determinación de la capacidad calorífica del Calorímetro: En un vaso de precipitados de 50 mL, se vertió 25.0 mL de NaOH 1.0 M y se cubrió con un vidrio reloj. Aparte se vertió 25.0 mL de HCL 1.0 M en el calorímetro y se tapó. Durante un periodo de 5 minutos se tomó la temperatura de las soluciones, aproximadamente 1 por minuto. A los 5 minutos se vertió rápidamente la solución de NaOH sobre la solución de HCL contenida en el calorímetro, al transcurrir 30 segundos se tomó la temperatura inicial de la mezcla y se continuó la lectura durante un periodo de 5 minutos con una frecuencia de 10 segundos. Al terminar de registrar las diferentes temperaturas, se retiró el termómetro, se midió la
solución con papel indicador registró el pH.
y se
Calor de reacción: Para determinar los diferentes calores de reacción se continuó el procedimiento anterior con las siguientes soluciones a 1.0M:
25.0 mL H2SO4 y 25.0 mL NaOH 25.0 mL H2SO4 y 50.0 mL NaOH 25.0 mL H2SO4 y 75.0 mL NaOH 25.0 mL Agua Destilada y 25.0 mL NaOH 25.0 mL AcOH y 25.0 mL NaOH
RESULTADOS Y DISCUSION
T13 T14
Tabla 1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro. NaOH 25 mL
0 1 2 3 4
Mezcla: NaOH + HCl Tipo de proceso: Reacción de Neutralización T. °C T.(s) Toma T. °C T.(s) 31 300 T15 31 450 31 310 T16 31 460 31 320 T17 31 460 31 330 T18 31 470 31 340 T19 31 480 31 350 T20 31 490 31 360 T21 31 500 31 370 T22 31 510 31 380 T23 31 520 31 390 T24 31 530 31 400 T25 31 540 31 410 T26 31 560 31 420 T27 31 570 31 430 T28 31 580 31 440 T29 31 590
T1 27.5
430 440
T1 26.2
T28 T29
35 35
T2 35
580 590
ΔT 8.8
HCl 25 mL
Tipo Proceso: Toma de temperaturas Tiempo (s) Temp °C Tiempo (s) Temp °C 0s 27° 0s 28° 75 s 27° 75 s 28° 150 s 27° 150 s 28° 225 s 27° 225 s 28° 300 s 27° 300 s 28°
Toma T0 T1 T2 T3 T4 T5 T6 T7 T8 T9 T10 T11 T12 T13 T14
35 35
T2 31
H2SO4 25 mL
0 1 2 3 4
NaOH 50 mL
Tipo Proceso: Toma de temperaturas Tiempo (s) Temp °C Tiempo (s) Temp °C 0s 24° 0s 30° 75 s 26° 75 s 30° 150 s 27° 150 s 30° 225 s 27° 225 s 30° 300 s 27° 300 s 30° Mezcla : H2SO4 + NaOH
Tipo de proceso: Reacción de Neutralización Toma T. °C T.(s) Toma T. °C T.(s) T0 33 300 T15 33 450 T1 33 310 T16 33 460 T2 33 320 T17 33 460 T3 33 330 T18 33 470 T4 33 340 T19 33 480 T5 33 350 T20 33 490 T6 33 360 T21 33 500 T7 33 370 T22 33 510 T8 33 380 T23 33 520 T9 33 390 T24 33 530 T10 33 400 T25 33 540 T11 33 410 T26 33 560 T12 33 420 T27 33 570 T13 33 430 T28 33 580 T14 33 440 T29 33 590
ΔT 3.5
T1 28.1
ΔT 4.9
H2SO4 25
0 1 2 3 4
NaOH 25 mL mL Tipo Proceso: Toma de temperaturas Tiempo (s) Temp °C Tiempo (s) Temp °C 0s 24° 0s 27° 75 s 25° 75 s 27° 150 s 26° 150 s 27° 225 s 26° 225 s 27° 300 s 26° 300 s 27°
T2 33
Mezcla: H2SO4 + NaOH Tipo de proceso: Reacción de Neutralización Toma T. °C T.(s) Toma T. °C T.(s) T0 35 300 T15 35 450 T1 35 310 T16 35 460 T2 35 320 T17 35 460 T3 35 330 T18 35 470 T4 35 340 T19 35 480 T5 35 350 T20 35 490 T6 35 360 T21 35 500 T7 35 370 T22 35 510 T8 35 380 T23 35 520 T9 35 390 T24 35 530 T10 35 400 T25 35 540 T11 35 410 T26 35 560 T12 35 420 T27 35 570
H2SO4 25
0 1 2 3 4
NaOH 75 mL mL Tipo Proceso: Toma de temperaturas Tiempo (s) Temp °C Tiempo (s) Temp °C 0s 26° 0s 31° 75 s 26° 75 s 31° 150 s 26° 150 s 31° 225 s 26° 225 s 31° 300 s 26° 300 s 31°
Mezcla : H2SO4 + NaOH
Tipo de proceso: Reacción de Neutralización Toma T. °C T.(s) Toma T. °C T.(s) T0 35 300 T15 35 450 T1 35 310 T16 35 460 T2 35 320 T17 35 460 T3 35 330 T18 35 470 T4 35 340 T19 35 480 T5 35 350 T20 35 490 T6 35 360 T21 35 500 T7 35 370 T22 35 510 T8 35 380 T23 35 520 T9 35 390 T24 35 530
T10 T11 T12 T13 T14
35 35 35 35 35
T1 28.5
400 410 420 430 440
T25 T26 T27 T28 T29
35 35 35 35 35
T2 35
540 560 570 580 590
T8 T9 T10 T11 T12 T13 T14
30 30 30 30 30 30 30
0 1 2 3 4
NaOH
Tiempo (s) 0s 75 s 150 s 225 s 300 s
25 mL Temp °C 29° 29° 29° 29° 29°
Mezcla : H2O + NaOH
Tipo de proceso: Reacción de Neutralización Toma T. °C T.(s) Toma T. °C T.(s) T0 27 300 T15 27 450 T1 27 310 T16 27 460 T2 27 320 T17 27 460 T3 27 330 T18 27 470 T4 27 340 T19 27 480 T5 27 350 T20 27 490 T6 27 360 T21 27 500 T7 27 370 T22 27 510 T8 27 380 T23 27 520 T9 27 390 T24 27 530 T10 27 400 T25 27 540 T11 27 410 T26 27 560 T12 27 420 T27 27 570 T13 27 430 T28 27 580 T14 27 440 T29 27 590
T1 28
0 1 2 3 4
T2 27
AcOH 25 mL Tiempo (s) Temp °C 0s 25° 75 s 25° 150 s 25° 225 s 25° 300 s 25°
T23 T24 T25 T26 T27 T28 T29
30 30 30 30 30 30 30
520 530 540 560 570 580 590
ΔT 6.5
T1 26 H2O 25 mL Tiempo (s) Temp °C 0s 27° 75 s 27° 150 s 27° 225 s 27° 300 s 27°
380 390 400 410 420 430 440
ΔT -1
NaOH
Tiempo (s) 0s 75 s 150 s 225 s 300 s
25 mL Temp °C 27° 27° 27° 27° 27°
Mezcla : H2O + NaOH
Tipo de proceso: Reacción de Neutralización Toma T. °C T.(s) Toma T. °C T.(s) T0 30 300 T15 30 450 T1 30 310 T16 30 460 T2 30 320 T17 30 460 T3 30 330 T18 30 470 T4 30 340 T19 30 480 T5 30 350 T20 30 490 T6 30 360 T21 30 500 T7 30 370 T22 30 510
T2 30
ΔT 4
SOLUCION A PREGUNTAS
msln= Vsln x d(H2O)
2.
msln = 50.0 mL x 1 g/ mL msln = 50.0 g
3. CAPACIDAD CALORIFICA DEL CALORIMETRO
Ahora, reemplazando en la ecuación (7) tenemos que: -qr= Cc x ΔT + Csln x msln x ΔT
Cambio de entalpia para la reacción de HCl y NaOH = ΔH= -57.2 kJ/mol [1]
-(-1.43J)= Cc x (3.5K) + (4.184J/g K) x 50 g x 3.5 K
Determinación de ΔT para la reacción de HCl y NaOH. Teniendo en cuenta la gráfica No. 1 “##############”.
1.43J = Cc x (3.5K) + 732.2J
T1= promedio de las temperaturas de las 2 sustancias ya que no fueron iguales:
Cc= -208.8 J/K
Cc x (3.5K) = -730.7J
Por lo tanto, la capacidad calorífica del calorímetro es de -208.8 J/K
T1= (28°C + 27°C) /2 T1= 27.5°C ΔT = T2 - T1 ΔT= 31°C – 27.5°C ΔT = 3.5°C ΔT = 3.5 K
Cantidad de ácido en moles que reacciona: nHCL = 0.025L x 1.00 mol/L nHCL = 0.025 mol de HCl Para la presente reacción: qr= ΔH = ΔHrxn x nHCL qr= -57.2 kJ/mol x 0.025 mol qr= -1.43 J La masa de la solución será:
4.
Al final de un proceso exotérmico la entalpía del sistema habrá disminuido (ΔH < 0) y los
productos corresponderán a un estado de menor energía potencial (más estable) que los reactivos. Puesto que el calor asociado con un determinado cambio químico depende de las condiciones bajo las cuales se realice éste, es preciso
especificar
las
mencionadas
condiciones. Dado que la mayor parte de las reacciones
químicas
se
realizan
en
recipientes abiertos y a la presión constante de una atmósfera, el calor de reacción más usado es el calor de reacción a presión constante Q p. Puede demostrarse que si el sistema que reacciona es cerrado (es decir, no intercambia materia con el exterior) y realiza o sufre a lo sumo un trabajo macroscópico de expansión o compresión por causa de la reacción (es decir, en las condiciones habituales del trabajo en el laboratorio), Q p coincide con la variación de la función termodinámica entalpía, ΔH, para
la reacción en cuestión. Teniendo en cuenta que la entalpía es una función de estado y que, por tanto, su incremento sólo depende de los estados inicial y final del sistema, es fácil ver que el calor que interviene en un determinado proceso químico será el mismo tanto si la reacción se realiza en una sola etapa como si lo hace en varias (Ley de Hess).
CONCLUSIONES El calor de neutralización es igual a la entalpía de neutralización •El cambio de temperatura cuando se mezcla el ácido y la base es grande •El cambio de temperatura después de la reacción permanece constante osea en equilibrio.
1. http://teleformacion.edu.aytolacoru na.es/FISICA/document/fisicaInterac tiva/Calor/calorimetro.htm
2. http://www.scribd.com/doc/499029 7/CALOR-DE-NEUTRALIZACIONfisicoquimica-1
3. http://clasesdequimica.blogspot.co m/2008/05/reacciones-exotrmicas-yreacciones.html
