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TERMOQUIMICA

1. OBJETIVOS

1.1 Observar que las reacciones químicas suelen ir acompañadas de absorción o desprendimiento de calor.

1.2 Medir las entalpías de neutralización de varias reacciones y compararlas. 1.3 Aplicar la ley de Hess al cálculo de una entalpía de reacción.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

La inmensa mayoría de los procesos químicos transcurre con un intercambio de energía entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio de estos intercambios de energía constituye el objeto de la termodinámica química. En gran parte de los casos la energía se intercambia únicamente en forma de calor y recibe el nombre de termoquímica la rama de la termodinámica que se ocupa exclusivamente de la energía calorífica asociada a un determinado cambio químico. 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). Si la reacción transcurre sin absorción ni desprendimiento de calor, se dice que es termoneutra; estas reacciones son poco frecuentes. Desde el punto de vista microscópico, el desprendimiento de calor está relacionado con un aumento en la energía de los movimientos al azar de las moléculas del sistema; este aumento espontáneo de la energía cinética en las moléculas implica una disminución de su energía potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los productos frente a los reactivos. 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 Qp. 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), Qp 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). El cambio de entalpía, ΔHA→B, para la reacción A → B se puede calcular sumando los cambios de entalpía para una serie de pasos intermedios.

A → C → D → B Así, ΔHA→B = ΔHA→C + ΔHC→D + ΔHD→B. Este concepto es sobre todo útil en el cálculo del cambio de entalpía para las reacciones que no son fáciles de observar o medir directamente. Las funciones de estado termodinámicas asociadas a un determinado proceso químico suelen conocerse por el tipo de reacción; así se habla de entalpías o de energías libres de neutralización, combustión, disolución, etc. Las variaciones de las funciones termodinámicas de las reacciones

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químicas dependen de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas, líquido ó sólido) de los reactivos y productos. Para poder comparar las funciones termodinámicas de diferentes reacciones, es conveniente definir un conjunto de condiciones, llamadas estándar, en las que se tabulan la mayor parte de las entalpías. El estado estándar de una sustancia es en el que se encuentra, puro, a presión atmosférica (1 atmósfera) y a temperatura ambiente (generalmente aceptada como 298 K, 25 °C). Así, la entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y los productos están en su estado estándar. Denotamos una entalpía estándar como Hº, donde el superíndice º indica condiciones de estado estándar. Para medir el intercambio de calor que acompaña a una reacción química se emplea un recipiente cerrado y térmicamente aislado de los alrededores denominado calorímetro. Si la medida del calor se realiza a presión constante, el valor obtenido es la entalpía de reacción. El calor liberado en los procesos que tengan lugar en este calorímetro en parte se invertirá en aumentar la temperatura de la mezcla de reacción y en parte será transferido al calorímetro. Con el fin de tener esto en cuenta y efectuar las correcciones pertinentes en las medidas, se debe estimar la cantidad de calor que el calorímetro absorbe en cada caso. Para ello calcularemos su "equivalente calorífico en agua". Cálculo del equivalente calorífico en agua del calorímetro. Otra forma de medir el equivalente calorífico en agua del calorímetro consiste en colocar en el calorímetro V mL de agua a temperatura ambiente Tl. Calentar en un vaso de precipitados otros V mL de agua hasta una temperatura T2, veinte grados superior a la anterior, y añadirlos al calorímetro. Anotar el tiempo y agitar suavemente el calorímetro con movimientos circulares. Anotar la temperatura a intervalos de un minuto durante cinco minutos.

Fig.1. Representación gráfica de las temperaturas obtenidas vs el tiempo. Al extrapolar el tiempo a cero se obtiene la temperatura Tm.

El calor cedido por el agua caliente:

Qcedido= mcaliente ce (T2-Tm)

De igual forma, se calcula el calor ganado por el agua fría:

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Qganado= mfrío ce (Tm-T1)

La diferencia entre estas dos cantidades corresponde al calor ganado por el calorímetro:

Qcalorímetro = Qcedido (agua) - Qganado (agua)

Por último, el cociente entre ese valor y la variación de temperatura es el equivalente calorífico en agua del calorímetro:

eqc = Qcalorímetro /(Tm-T1)

3. RESUMEN ( ) …………………………………………………………………………………….

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4. MATERIALES E INSTRUMENTOS ( )

Materiales Instrumentos Precisión

5. PROCEDIMIENTO Y DATOS EXPERIMENTALES ( )

A.- Cálculo del equivalente calorífico en agua del calorímetro.

5.1. Colocar en el calorímetro 80 mL de agua a temperatura ambiente Tl. Calentar en un vaso de precipitados otros 80 mL de agua hasta una temperatura T2, veinte grados superior a la anterior, y añadirlos al calorímetro. Anotar el tiempo y agitar suavemente el calorímetro

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con movimientos circulares. Anotar la temperatura a intervalos de un minuto durante cinco minutos. Colocar los datos en la tabla 1. Tabla 1. Determinación del equivalente calorífico en agua del calorímetro.

V(agua fría) (mL)

T(agua fría) = T1 (°C)

V(agua caliente) ( mL)

T(agua caliente) = T2(°C)

t(min) 1 2 3 4 5

T(°C)

B.- Determinación de entalpías de neutralización.

En este apartado de la práctica se estudiará la entalpía de varias reacciones de neutralización (exotérmicas) haciendo uso de un calorímetro.

B.1. Reacción de neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte

5.2. Colocar en el calorímetro 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 2M a temperatura ambiente. Preparar un vaso a la misma temperatura con 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico 2M. Añadirlo al calorímetro y anotar las temperaturas con la mayor precisión posible en función del tiempo, agitando suave y continuamente, como en el item anterior.

Tabla 2. Neutralización de NaOH con HCl

VNaOH (mL)

TNaOH (°C)

VHCl ( mL)

THCl (°C)

t(min) 1 2 3 4 5

T(°C)

B.2. Reacción de neutralización de un ácido débil por una base fuerte.

5.3. Repetir el proceso del apartado ítem 5.2 empleando 40 mL de una disolución de hidróxido de sodio 2M y 40 mL de una disolución de ácido acético 2M.Llene la Tabla 3.

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Tabla 3. Neutralización de NaOH con CH3-COONa

VNaOH (mL)

TNaOH (°C)

VAcOH ( mL)

TAcOH (°C)

t(min) 1 2 3 4 5

T(°C)

C.- Determinación de entalpías de reacción y aplicación de la ley de Hess

En esta experiencia se determina primero la entalpía de neutralización de HCl(ac) con NH3(ac), y la de disolución de NH4Cl en agua. Esos valores se usarán para calcular la entalpía de descomposición de NH4Cl(s), aplicando la Ley de Hess.

C.1. Determinación de la entalpía de la reacción de ácido clorhídrico con amoniaco

5.4. Medir 50 mL de HCl(ac) 2 M, anotar la temperatura de la disolución y, cuando permanezca estable, ponerlos en el calorímetro.

5.5. Medir 50 mL de NH3(ac) 2 M usando una probeta limpia y seca y anotar la temperatura de la disolución cuando permanezca estable.

5.6. Añadir el NH3(ac) al calorímetro y anotar la temperatura con intervalos de 1 minuto, durante cinco minutos, mientras se agita el calorímetro.

Tabla 4. Determinación de la entalpía de reacción para HCl(ac) + NH3(ac) NH4+

(ac) + Cl-(ac)

VNH3 (mL)

T NH3 (°C)

VHCl ( mL)

THCl (°C)

t(min) 1 2 3 4 5

T(°C)

C.2. Determinación de la entalpía de disolución del cloruro de amonio

5.7. Pesar entre 10 y 11 gramos de NH4Cl sólido. 5.8. Medir 50 mL de agua destilada, anotar su temperatura cuando permanezca estable y

ponerlos en el calorímetro.

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5.9. Añadir el NH4Cl sólido al calorímetro y anotar la temperatura con intervalos de 1 minuto mientras se agita el calorímetro. Coloque los datos en la Tabla 5.

Tabla 5. Determinación de la entalpía de disolución para NH4Cl(s) NH4+(ac) + Cl-(ac)

mNH4Cl (g)

Vagua ( mL)

Tagua (°C)

t(min) 1 2 3 4 5

T(°C)

C.3. Aplicar la ley de Hess para calcular ΔH para la reacción de descomposición del cloruro de amonio:

NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)

Datos necesarios:

El valor experimental de ΔH determinado para NH3(ac) + HCl(ac) → NH4+

(ac) + Cl-(ac)

El valor experimental de ΔH determinado para NH4Cl(s) → NH4+

(ac) + Cl-(ac)

ΔH = -34640 J/mol para NH3(g) → NH3(ac)

ΔH = -75140 J/mol para HCl(g) → HCl(ac)

6. PROCESAMIENTO Y ANÁLISIS: ( ) A.- Cálculo del equivalente calorífico en agua del calorímetro.

6.1. Con los datos de la Tabla 1 graficar en papel milimetrado T vs t y extrapolar a tiempo cero para obtener la temperatura Tm.. llene la Tabla 6.

Tabla 6. Determinación del equivalente calorífico en agua del calorímetro.

T=f(t)

Tm (°C)

Qcedido= mcaliente ce (T2-Tm) (J) Qganado= mfrío ce (Tm-T1) (J) Qcalorímetro = Qcedido (agua) - Qganado (agua) (J) eqc = qcalorímetro /(Tm-T1) (J/°C)

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B.- Determinación de entalpías de neutralización. B.1. Reacción de neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte

6.2. Con los datos de la Tabla 2 graficar en papel milimetrado T vs t y extrapolar a tiempo cero

para obtener la temperatura Tm.. llene la Tabla 7. Nota:

Suponer que la densidad de la mezcla de reacción es aproximadamente 1 g/cm3 y que su calor específico se aproxima a 1 cal/g·K, calcular el calor absorbido o desprendido por la mezcla. Añadir a esta cantidad el calor absorbido por el calorímetro, que se obtendrá a partir de su equivalente en agua medido. Calcular a partir de estos datos la entalpía de neutralización (en KJ/mol) por mol de sal producido.

Tabla 7. Neutralización de NaOH con HCl

T=f(t)

Tm (°C)

Ti = (TNaOH + THCl)/2 (°C)

Qabs.mezcla= m ce (Tm-Ti) (J) Qabs.calorímetro= eqc (Tm-Ti) (J) Hneutralización= -(Qabs.mezcla + Qabs.calorímetro) (J) Nº de moles de NaCl formados Hneutralización ( KJ/mol )

B.2. Reacción de neutralización de un ácido débil por una base fuerte.

6.3. Con los datos de la Tabla 3 graficar en papel milimetrado T vs t y extrapolar a tiempo cero para obtener la temperatura Tm.. llene la Tabla 8.

Tabla 8. Neutralización de NaOH con AcOH

T=f(t)

Tm (°C)

Ti = (TNaOH + TAcOH)/2 (°C)

Qabs.mezcla= m ce (Tm-Ti) (J) Qabs.calorímetro= eqc (Tm-Ti) (J) Hneutralización= -(Qabs.mezcla + Qabs.calorímetro) (J) Nº de moles de CH3-COONa formados Hneutralización ( KJ/mol )

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C.- Determinación de entalpías de reacción y aplicación de la ley de Hess

C.1. Determinación de la entalpía de la reacción de ácido clorhídrico con amoniaco

6.4. Con los datos de la Tabla 4 graficar en papel milimetrado T vs t y extrapolar a tiempo cero para obtener la temperatura Tm.. llene la Tabla 9.

Tabla 9. Determinación de la entalpía de reacción para HCl(ac) + NH3(ac) NH4+

(ac) + Cl-(ac)

T=f(t)

Tm (°C)

Ti = (T NH3 + THCl)/2 (°C)

Qabs.mezcla= m(NH3 + HCl) ce (Tm-Ti) (J) Qabs.calorímetro= eqc (Tm-Ti) (J) Hreacción= -(Qabs.mezcla + Qabs.calorímetro) (J) Nº de moles de NH4Cl formados Hreacción ( KJ/mol )

C.2. Determinación de la entalpía de disolución del cloruro de amonio

6.5. Con los datos de la Tabla 5 graficar en papel milimetrado T vs t y extrapolar a tiempo cero para obtener la temperatura Tm.. llene la Tabla 10.

Tabla 10. Determinación de la entalpía de disolución para NH4Cl(s) NH4+(ac) + Cl-(ac)

T=f(t)

Tm (°C)

Ti = Tagua (°C)

Qabs.mezcla= m(NH3Cl + agua) ce (Tm-Ti) (J) Qabs.calorímetro= eqc (Tm-Ti) (J) Hdisolución= -(Qabs.mezcla + Qabs.calorímetro) (J) Nº de moles de NH4Cl Hdisolución (KJ/mol )

C3. Aplicar la ley de Hess para calcular ΔH para la reacción NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)

NH3(ac) + HCl(ac) → NH4

+(ac) + Cl-

(ac) ΔH1 = ………………………………….. NH4Cl(s) → NH4

+(ac) + Cl-

(ac) ΔH2 = ………………………………….

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NH3(g) → NH3(ac) ΔH3 = -34640 J/mol HCl(g) → HCl(ac) ΔH4 = -75140 J/mol ……………………………………………………………………………………………………. ……………………………………………………………………………………………………. ……………………………………………………………………………………………………. ……………………………………………………………………………………………………. ……………………………………………………………………………………………………. ΔHreacción = ………………………………………………………………………………………

7. RESULTADOS ( )

Proceso de T=f(t) Hneutralización (J)

Hreacción

(J)

Hdisolución

(J)

Tabla 6

Tabla 7

Tabla 8

Tabla 9

Tabla 10

equivalente calorífico en agua del calorímetro, eqc (J/°C)

H para la reacción: NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)

8. CONCLUSIONES ( )

8.1. ¿A qué se debe la variación de temperatura observada en las reacciones de las tablas 2, 3,4 y

5?

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8.2. Enuncie la ley de Hess.

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8.3. ¿Cuál es la conexión entre la ley de Hess y el hecho de que la entalpía sea una función de estado?

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9. BIBLIOGRAFIA ( ) (Autor, título, editorial, año, N° de edición, ciudad, página)

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10. CALIDAD Y PUNTUALIDAD ( )