Termodinámica

1. Introducción
2. Parte Experimental
3. Instrumentos y materiales
5. Cálculo de DHN
6. Respuestas a las preguntas del cuestionario
7. Conclusiones sobre los resultados y análisis de posibles fuentes de error.

Introducción

El objetivo de este trabajo es aplicar los conocimientos teóricos sobre termodinámica a un experimento real, más precisamente determinaremos la entalpía de neutralización (∆H) cuando reaccionan diferentes ácidos (fuertes y débiles) con una base.

El experimento consistirá en hacer las reacciones antes mencionadas y medir la variación de temperatura, para ello utilizaremos un calorímetro adiabático (no intercambia calor con el medio)  para asegurarnos que el calor no se transfiera a través de las paredes del recipiente y se disipe disminuyendo considerablemente la precisión de la medición, la temperatura la mediremos con un termómetro de mercurio convencional.

La expresión para ∆H en un sistema a presión constante es:

∆H= m Cp ∆T

Donde:

∆H es la variación de entalpía

m es la masa del sistema homogéneo 

Cp es la capacidad calorífica específica a presión constante

∆T es la variación de temperatura

En cuanto a las unidades

La masa puede expresarse en gramos

Cp en calorías /gramos. Cº  ,  en joules /gramos. Cº  o en Kilocalorías/gramos. Cº 

∆T en grados Celsius (Cº)

Dependiendo de en qué unidades estén expresadas estas magnitudes: ∆H quedará en joules, en kilocalorías o en calorías.

En el caso de la reacción de neutralización que ocurrirá en el calorímetro durante nuestra experiencia, Q = n . ∆H (donde n es el número de moles)

Mientras que la expresión general es Q = m Cp ∆T

Y m = v § donde v es el volumen de solucion y § es la densidad de la misma (similar a la del agua )

Con estas expresiones llegamos a:

n . ∆H = v §  Cp ∆T

donde:

n es el número de moles

∆H la entalpía de neutralización  (cal/mol)

V es volumen (ml)

§ la densidad de la solución (g/ml)

Cp la capacidad calorífica específica  (cal/gCº)

∆T el aumento de temperatura luego de la neutralización (Cº)

Parte Experimental

La parte experimental de este trabajo consiste en determinar la entalpía de neutralización de tres reacciones distintas entre ácidos y bases. Los ácidos que utilizamos son ácido clorhídrico, ácido sulfúrico y ácido acético, y la única base utilizada fue hidróxido de sodio. Cada uno de estos compuestos se encuentran en solución acuosa, poco concentradas, y de normalidad conocida.

La reacción se llevará a cabo en un vaso de precipitados, ubicado dentro de un termo que sirve como calorímetro, y que, por ende, constituye un sistema adiabático, en el cual no se intercambiará materia ni energía con el medio ambiente. La tapa del mismo tiene un orificio por el cual se introduce un termómetro.

El esquema del calorímetro es el siguiente:

Instrumentos y materiales

Utilizamos un calorímetro que consiste en un termo con tapa, y un orificio (para el termómetro); un vaso de precipitados de 150 ml., un termómetro de mercurio y una probeta graduada de 100 ml.

Con el termómetro medimos las temperaturas de cada una de las soluciones, y la temperatura que se registra durante la reacción que se produce dentro del calorímetro. En él, cada marca representa un grado centígrado, por lo que no pudimos medir bien algunas temperaturas en que se requería mayor precisión, lo cual es una fuente de error. Con la probeta medimos los volúmenes necesarios de cada solución. Aquí también, cada marca representaba 1 ml, por lo que se nos hizo difícil medir volúmenes en que necesitábamos una décima de mililitro. Creemos que hubiese sido más conveniente utilizar pipeta, y así tener mayor precisión. Finalmente, en el vaso de precipitados es donde colocábamos las soluciones para que se produjera la reacción.

Previo a utilizar cada uno de los materiales, constatamos que estuviesen secos, ya que de lo contrario se alterarían los volúmenes requeridos y las concentraciones de las soluciones,  además de influir iones propios del agua que no debían estar presentes.

Procedimiento

En primer lugar, calculamos los volúmenes de cada una de las soluciones de tal modo que las ácidas contengan 0,1 mol de H+ y la básica, 0,1 mol de OH-, en base a la normalidad de cada sustancia. Por ejemplo, el NaOH era 1,89 N, con lo cual:

1,89 moles de OH———–1000 ml

0,1 mol de OH- ———-52,9 ml.

De la misma manera con los tres ácidos, obtuvimos que los volúmenes requeridos eran de: HCl: 58,1 ml; H2SO4: 50 ml; CH3COOH: 43,47 ml; NaOH: 52,9 ml.

A continuación, medimos los volúmenes con la probeta y las temperaturas de cada una con el termómetro (21˚ C para todas).

Pusimos el HCl en el vaso de precipitados, y este fue colocado dentro del calorímetro. Ubicamos el termómetro, a través del orificio, de modo tal que el bulbo quede en el centro del volumen que ocupe la solución final, y vertimos la solución básica en el vaso de precipitados, cerrando inmediatamente el calorímetro. Registramos la temperatura máxima que alcanzó el termómetro (como la reacción de neutralización ocurre rápidamente, esto fue realizado con rapidez). Luego, la misma fue bajando hasta quedar en equilibrio con la temperatura del interior del calorímetro, y finalmente, con el exterior). Repetimos esto para los dos ácidos restantes.