guia de termoquimica, Apuntes de Química

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2018 - I

GUÍA N°

TERMOQUÍMICA

Laboratorio N°1: Termoquímica

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA - UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL PERÚ

TERMOQUÍMICA

I. OBJETIVOS

 Conocer el funcionamiento de un calorímetro isobárico.

 Determinar la entalpía de neutralización mediante el método calorimétrico.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

TERMOQUÍMICA

Es la rama de la termodinámica que estudia la energía transferida como calor durante el transcurso de las reacciones químicas.

CALORIMETRÍA

Comprende la medición de los cambios de calor producidos en los procesos químicos (reacciones químicas), donde el calor liberado o generado puede tomarse como la variación de:

 Energía interna (∆𝑼): si la reacción ocurre a volumne constante (𝑽 = 𝒌).  Entalpía (∆𝑯): si la reacción ocurre a presión constante (𝑷 = 𝒌).

CALORÍMETRO

Es un dispositivo adiabático (sistema aislado, que no permite entrada ni salida de

calor) en donde se determina el calor liberado o absorbido durante una reacción

química.

Calorímetro Isobárico

Es un calorímetro donde se mide el calor de una reacción a presión constante (𝑃 = 𝑘). A presión constante la variación de entalpía de una reacción es equivalente al calor desprendido o absorbido en la reacción.

Donde:

qP = Energía transferida en forma de calor isobáricamente, por mol de reactivo. ∆𝑯 = Variación de entalpía (kcal/mol).

El calorímetro isobárico está constituido por recipientes concéntricos, material aislante, anillo, tapa, termómetro y agitador, tal como lo muestra la figura.

LABORATORIO N°

III. PARTE EXPERIMENTAL

a) Materiales:

• 2 Probetas de 50 mL.
• 3 Pipeta Pasteur.
• 1 Termómetro de alcohol.
• 3 Vasos de precipitado de 100 mL.

b) Equipos:

• 1 Calorímetro.

c) Reactivos:

• Disolución de ácido acético (CH 3 COOH (^) (ac)) 1,0 M.
• Disolución de hidróxido de sodio (NaOH (^) (ac)) 1,0 M.
• Indicador de azul de bromotimol al 1%.
• Indicador de fenolftaleína al 1%.

d) Procedimiento:

 Determinación experimental de la entalpía de neutralización de un ácido débil y

una base fuerte:

• Preparar el calorímetro isobárico. Éste debe estar limpio y seco. Anotar la capacidad calorífica indicada en el calorímetro, en la Tabla 2.
• Medir 50 mL de la solución de ácido acético 1,0 M en una probeta graduada, ayúdese de una pipeta Pasteur para aforar.
• Verter el ácido acético medido al calorímetro, tapar inmediatamente y agitar. Realizar las lecturas de la temperatura cada 30 segundos durante dos minutos o hasta obtener tres lecturas sucesivas idénticas de temperatura (es decir hasta el equilibrio térmico). Esta temperatura (T 1 ) es la temperatura inicial de la masa de ácido acético y del calorímetro. Anotar la T 1 en la Tabla 2.

• Medir 50 mL de la solución de hidróxido de sodio 1,0 M en la otra probeta graduada, ayúdese de una pipeta Pasteur para aforar. Medir la temperatura del hidróxido de sodio en la probeta con el termómetro de mercurio. Esta temperatura (T 2 ) es la temperatura inicial de la masa de hidróxido de sodio. Anotar la T 2 en la Tabla 2.
• A continuación verter el hidróxido de sodio medido, en el calorímetro; tapar inmediatamente, agitar y realizar las lecturas de la temperatura cada 30 segundos durante tres minutos o hasta obtener tres lecturas sucesivas idénticas. Esta temperatura (T 3 ) será la temperatura de equilibrio térmico de la mezcla reaccionante en el calorímetro. Anotar la T 3 en la Tabla 2.
• Una vez terminada la reacción de neutralización, verter aproximadamente 20 mL de la solución resultante obtenida en el calorímetro en cada vaso de precipitado, al primero agregar 3 gotas del indicador azul de bromotimol y al segundo 3 gotas del indicador fenolftaleína , con esto determinaremos el carácter acido, básico o neutro de la disolución resultante; ésta debería ser neutro.
• Determinar la entalpía de neutralización a partir de los datos experimentales.

IV. BIBLIOGRAFÍA

1. Negi, A. y Anand, S. (1985) A texbook of Physical Chemistry. (1era Edición). New Delhi: New age International. (p. 220 – 222).
2. Singh, N. y Shiva, A. (2009) Physical Chemistry: Volume II, Volumen 2. (1era Edición). (p. 37).

TABLA 2. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE NEUTRALIZACIÓN.

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 =

𝒎𝒂𝒄𝑯𝟐𝑶(𝑻𝟑 − 𝑻𝟏) + 𝒎𝒃𝒄𝑯𝟐𝑶(𝑻𝟑 − 𝑻𝟐) + 𝑪𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐(𝑻𝟑 − 𝑻𝟏) 𝑴𝒂𝑽𝒂

𝑴𝒂𝑽𝒂 = 𝑴𝒃𝑽𝒃

Donde:

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 = Entalpía de neutralización experimental expresada en kcal/mol.

𝑪𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐= Capacidad calorífica del calorímetro expresado en cal/°C.

ma = Masa del ácido acético expresada en gramos.

mb = Masa del hidróxido de sodio expresada en gramos.

T 1 = Temperatura inicial de la masa de ácido acético y del calorímetro en °C.

T 2 = Temperatura inicial de la masa de hidróxido de sodio en °C.

T 3 = Temperatura de equilibrio térmico de la mezcla reaccionante en el calorímetro.

Ma = molaridad del ácido acético expresada en mol/L.

Mb = molaridad del hidróxido de sodio expresada en mol/L.

𝒎𝒂 = 𝝆𝑯𝟐𝑶𝑽𝒂

𝒎𝒃 = 𝝆𝑯𝟐𝑶𝑽𝒃

Va = Volumen del ácido acético expresado en litros (L).

Vb = Volumen del hidróxido de sodio expresado en litros (L).

DATOS RESULTADO

Ccalorímetro (Cal/°C)

Ma (g) Mb (g) T 1 (°C) T 2 (°C) T 3 (°C)

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊Ó𝒏 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍

Kcal /mol

TABLA 3. DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE ERROR DE LA ENTALPÍA

DE NEUTRALIZACIÓN.

II. CONCLUSIONES

III. CUESTIONARIO

a. Explique por qué la entalpía de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte es

mayor a la entalpía de neutralización entre un ácido débil y una base fuerte.

b. ¿Por qué se considera que la densidad y el calor específico tanto del ácido como la base

son iguales a la del agua?

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 Kcal /mol

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒂 Kcal /mol % Error