Objetivos Comprobación cualitativa de la absorción o liberación de calor que acompaña a las reacciones químicas
Determinación cuantitativa del calor asociado a reacciones químicas
Introducción teórica Termoquimica: es la parte de la Termodinámica que estudia los cambios de energía en las reacciones químicas. El calor de reacción( ?Hr) : es el calor intercambiado en el curso de una reacción considerada, es igual al cambio de entalpía del sistema cuando la reacción ocurre a presión constante, depende de la naturaleza química de cada producto y cada reactivo, de sus estados físicos y de la temperatura. calor estándar de reacción ( ?Hr °) : el cambio de entalpía resultante del proceso de la reacción, bajo una presión de 1 atm, comenzando y terminado con todos los materiales a la temperatura de 25°C.
Introducción teórica Ejemplo Zn (s) + 2 HCl (ac) ??? ZnCl2 (ac) + H2 (g) (1,0 atm)
Cuando la reacción se ha completado, la solución resultante y el gas hidrógeno pueden ser enfriados a 25°C nuevamente. Si no ha tenido lugar evaporación de agua, se determinará que del sistema deben extraerse 146,02 Kjoule para restablecer la temperatura de 25°C. Por lo tanto ?H°= -146,02 Kj/mol es el calor de reacción ( o cambio de entalpía) a 25°C y 1 atm. Su signo negativo establece, por convención, que la reacción es exotérmica.
Introducción teórica Calor de Neutralización: es el calor liberado que acompaña a la reacción de 1eq gr de acido fuerte con 1 eq gr de base fuerte.
HCl (ac) + NaOH (ac) ? NaCl (ac) + H2O (l) ( ec.molecular) (ec.1)
El símbolo (ac) empleado a continuación de la fórmula del soluto, representa por convención, que la solución acuosa es lo suficientemente diluida como para que una dilución adicional no produzca efectos térmicos; esto es, el calor de la disolución a dilución infinita.
Introducción teórica Cuando se trata de la neutralizacion de un acido fuerte con una base fuerte, ambos están totalmente disociados y el calor de reacción puede calcularse a partir de la ec. Ionica neta
H+ (ac) + Cl- (ac) + Na+ (ac) +OH- (ac) ? Na+ (ac) +Cl- (ac) + H2O (l) ( ec.ionica total)
OH- (ac) + H+ (ac) ? H2O (l) ( ec. Ionica neta) (ec.2)
Introducción teórica El calor de reacción ?H°Ra 25°C puede calcularse a partir de los respectivos calores de formación ?H°f, (para las ec. 1 o 2) según la ley de Hess:
?Hº reacción = S ?Hºf (productos) – S ?Hºf (reactivos) a 25° C
Para la (ec.2), los ?H°f son: ?H°f OH- (ac) = -230,0 kJ/mol, ?H°f H+ (ac) = 0 kj/mol , ?H°f H2O (l) =-285,83 kj/mol
Entonces : ?H°R 25°C = [ (-285,83)] – [ (0) + (-230,0) ] = -55,83 kj/mol de H2O formada (valor teorico)
Introducción teórica Los calores de reacción pueden determinarse:
Por calculo a partir de datos de calores estándar de combustión o de formación. ?Hº reacción = S ?Hºf (productos) – S ?Hºf (reactivos) a 25° C
b) por mediciones calorimétricas, en los casos en que las reacciones pueden realizarse en forma rápida y completa.
Cuando se trabaja a Presión constante se utiliza un dispositivo denominado Calorimetro
Introducción teórica calorímetro, constituido por un tubo de vidrio de paredes gruesas, ubicado en el interior de un vaso recubierto por amianto en su exterior. El tubo de vidrio esta separado del vaso por trozos de telgopor, para asegurar una mejor aislamiento térmica te tubo de vidrio y por consiguiente una mínima pérdida de calor. En el interior del tubo de vidrio se coloca un termómetro y un agitador de vidrio o alambre. Cuando se efectúen las mediciones es conveniente tapar el extremo abierto del tubo con un tapón de telgopor que permita el paso del termómetro y el agitador.
Introducción teórica El calor que interviene en una reacción puede calcularse a partir de una ecuación que relaciona el calor con la variación de temperatura, y es la siguiente: Q= m. Ce. ?T Donde m es la masa del sistema (calorímetro + termómetro + solución) y Ce es el calor específico.
Esta ecuación no puede usarse directamente porque debe tenerse en cuenta que parte del calor liberado durante la reacción química es absorbido por el calorímetro, la solución y el termómetro.
Introducción teórica Por lo tanto es necesario calibrar previamente el sistema utilizando una reacción de la cual ya se conoce la cantidad de calor que libera o absorbe. La ecuación que se aplica en este caso es:
Q= k. ?T k= m. Ce
Donde k es una constante que depende de la masa y del calor específico del sistema; se la denomina capacidad calorífica y se define como la cantidad de calor necesaria para elevar un grado la temperatura del sistema. Las unidades son cal/ °C o joule/ °C.
Introducción teórica La calibración del sistema consiste en averiguar la capacidad calorífica del mismo ( el valor de k), en la cual intervienen todos los componentes del calorímetro (vaso, agitador, termómetro y solucion) por medio de una reacción química de la cual se conoce el calor en juego y a la que se mide la variación de la temperatura.
Q/ ?T = k (1)
Una vez conocido ese valor se realiza la medición de la variación de la temperatura de la reacción cuyo calor quiere averiguarse y se aplica la misma fórmula.
Q= k. ?T (2)
Calores integrales de disolucion y mezclado a 25 °C (tabla 1)
Procedimiento Experiencia 1: Comprobación cualitativa de absorción o liberación de calor en distintas reacciones químicas
Se disolverán distintas sustancias en 5 ml de agua destilada dentro de varios tubos de ensayos y se evaluara si la reacción correspondiente es endo o exotérmica por apreciación del aumento o disminución de la temperatura del sistema mediante el palpado con la mano de la superficie externa del tubo
Procedimiento Experiencia 2: Determinación del calor de neutralización de un acido fuerte con una base fuerte Determinacion de la constante del calorimetro Colocar 40 ml de agua destilada en el calorímetro y tomar la temp. Cada medio minuto hasta temp cte. Agregar 1,2 ml de H2SO4 conc( 98%, d=1,84 g/cm3) y continuar tomando la temp hasta que de mantenga cte. Calcular ?T
Procedimiento Con los datos del volumen de agua utilizada(dH2O= 1 g/cm3) y el volumen de H2SO4 conc ( 98%, d=1,84 g/cm3), calcular los moles de H2O y de soluto y extraer de la (tabla 1) el calor de reacción correspondiente. Importante: en la tabla se listan los calores de reacción por mol de soluto que deben transformarse en calor referido a los moles totales que reaccionaron Con el calor de reacción (Q) y el ?T medido, calcular la constante del calorímetro (k) (ecuación 1)
Procedimiento b) Determinacion del calor de neutralizacion
Colocar en el calorímetro calibrado anteriormente 20 cm3 de HCl 4 N (medidos con pipeta aforada). En un vaso de precipitado colocar 20 cm3 de NaOH 4 N. Tomar la temperatura dentro del calorimetro en intervalos regulares hasta que la misma se mantenga cte (Ti). Agregar rápidamente 20 cm3 de NaOH. Agitar y medir la temperatura en intervalos regulares hasta que permanezca constante (Tf). Graficar los valores de temperatura en función del tiempo y calcular el valor de ?T.
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