UNIVERSIDAD NACIONAL SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

Departamento Académico de Ingeniería Química

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de Química “A”

ASIGNATURA: QU-142 QUÍMICA II

PRÁCTICA Nº 06

TERMOQUÍMICA(CALORES DE REACCIÓN)

PROFESOR DE TEORÍA: VARGAS CAMARENA, Mauro

PROFESOR DE PRÁCTICA: CONTRERAS CARRASCO, Sabina

ALUMNO: TERRES LEÓN, Eder Moisés

ESCALANTE TABOADA, Cesar

DÍAS DE PRÁCTICAS: miércoles

HORA: 7-10 a.m. MESA: 3A

FECHA DE EJECUCIÓN: 20/06/2012

FECHA DE ENTREGA: 11/07/2012

AYACUCHO - PERÚ

2012

PRÁCTICA Nº 06

TERMOQUÍMICA(CALORES DE REACCIÓN)

I. OBJETIVOS

Evaluar cualitativa y cuantitativamente el calor desprendido o absorbido de una reacción química, haciendo uso de un calorímetro simple y aplicando la Ley de Hess.

Proponer la solución de problemas relacionados con los cambios energéticos de las reacciones químicas, con errores mínimos.

II. REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA

La termoquímica trata de los cambios térmicos que acompañan a las reacciones químicas y la termofisica trata de los cambios térmicos que acompañan a los cambios físicos conexos a éstas.La energía que se desprende en los procesos químicos calienta nuestros hogares, cocina nuestros alimentos, impulsa nuestros automóviles y mueve la maquinaria de las fábricas. Es la energía de las reacciones químicas, la que sustenta la vida e impulsa la civilización.Desde el punto de vista de flujo de calor se pueden distinguir dos tipos de reacciones:

1. Reacciones exotérmicas: Se refiere a que una reacción desprende calor al medio ambiente. Un ejemplo es la combustión del metano.

2. Reacciones endotérmicas: En este caso el sistema reaccionante absorbe calor del medio ambiente.

Se puede observar que, tanto en las reacciones exotérmicas como endotérmicas, existe un intercambio de calor entre el sistema reaccionante y el medio ambiente. La cantidad de calor que fluye está relacionado con una propiedad básica del sistema reaccionante, que no es más que una forma de la energía conocida como contenido calorífico o, más propiamente, entalpía.

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS:

Las reacciones químicas se representan por las ecuaciones químicas, que son igualdades donde en el primer miembro figuran las fórmulas de las sustancias reaccionantes y en el segundo miembro las fórmulas de las sustancias resultantes o productos de la reacción. Como estas igualdades están balanceadas, la fórmula de una sustancia con el coeficiente que le corresponde en la ecuación química, designa no solamente la naturaleza de la sustancia, sino también la cantidad de ésta involucrada en la reacción.Por ejemplo, la ecuación química siguiente:

C + O2 → CO2

Sin embargo, las ecuaciones químicas son descripciones incompletas de cambios, que se pueden hacer completas especificando la temperatura y presión de cada sustancia, junto con su estado de agregación o físico, y la energía involucrada por la reacción. Por ejemplo, la especificación completa de la reacción anterior seria el siguiente:

C(s, 25°C, 1atm) + O2(g, 25°C, 1atm)→ CO2 (g, 25°C, 1atm) ∆H = -393.5 KJ

En la termoquímica de soluciones, el símbolo “(ac)” de agua, indica que el soluto esta disuelto en un exceso de agua tan grande que la adición de mayor cantidad de ésta ya no produce efectos medibles sobre la temperatura de la solución, llamándose a tal solución infinitamente diluida.La mayoría de las reacciones químicas desarrollan calor, éstas son reacciones exotérmicas, y poseen valores negativos de ∆H. Al contrario, a temperaturas muy superiores a las del ambiente, son más corrientes las reacciones endotérmicas, que por absorber calor, tienen valores positivos de ∆H.Una reacción que es endotérmica en un sentido. Será exotérmica en sentido contrario.

LEYES DE LA TERMOQUÍMICA:

Para utilizar las ecuaciones termoquímicas es necesario aplicar ciertas leyes básicas de la termoquímica. Estas leyes se expresan de una manera simple en términos de la variación de entalpia, ∆H:

1) La magnitud de ∆H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto. Esta regla nos señala que la cantidad de energía desprendida o absorbida en una reacción es directamente proporcional a la cantidad del reactivo. Por ejemplo, cuando se quema un mol de Metano (16.04g) se produce 890 KJ, entonces:

La combustión de 2 moles de Metano producirá el doble de calor. 1780 KJ. La combustión de un gramo de Metano producirá 1/16 de calor, es decir, 55.5 KJ.

Esta regla nos permite relacionar ∆H con la cantidad de reactivo o producto.

2) El valor de ∆H en una reacción es igual y de signo opuesto al valor de ∆H para la reacción inversa. Quiere decir, que la cantidad de calor desprendido en una reacción es exactamente igual a la cantidad de calor absorbido por la reacción inversa.

Ejemplo: Para la reacción:H2(g) + 1/2O2 (g) → H2O (l) H = -285.8 KJ

Calcule la ∆H para la reacción:2H2O (l)→ 2H2(g) + O2 (g)

Aplicando sucesivamente las reglas (1) y (2),a) 2H2(g) + O2 (g)→ 2H2O (l)∆H = 2(-285.8 KJ) = -571.6 KJb) 2H2O (l)→ 2H2(g) + O2 (g)∆H = -(-571.6 KJ) = +571.6 KJ

3) El valor de ∆H en una reacción es el mismo si ésta transcurre directamente o por etapas.Esto quiere decir, si una reacción termoquímicase puede expresar como la suma de dos o más reacciones, Ecuación (3) = Ecuación (1) + Ecuación (2) +….; entonces ∆H, para la reacción global, es la suma de los ∆H de las reacciones individuales:

∆H3 = ∆H1 + ∆H2 +….Estas relaciones se conocen como la Ley de Hess.Un ejemplo de la Ley de Hess es el paso del carbono a anhidro carbónico. Este paso se puede hacer por dos caminos. En uno, se hace una combustión total del carbono, es decir, se quema con suficiente cantidad de oxígeno, produciéndose directamente el CO2. Por el segundo camino se hace la combustión parcial del carbono, es decir, con cantidad limitada de oxígeno, para que se forme CO; y luego, se quema este monóxido de carbono para formar el CO2. El ∆H por ambos caminos es el mismo, lo que se comprueba en la figura siguiente:

CALORES DE FORMACIÓN:

El calor de formación de un compuesto (Hf) es igual a la variación de entalpía, ∆H, cuando un mol de compuesto se forma a partir de los elementos en su forma más estable a 25°C y 1 atm. Así de las ecuaciones:

Ag (s) + 1/2Cl2 (g) → AgCl (s) ∆H = -127.0 KJ1/2N2(g) + O2 (g) → NO2(g) ∆H = +33.9 KJSe concluye que:

∆H AgCl (s) = -127.0 KJ∆H NO2(g) = +33.9 KJ

Los calores de formación de compuestos se pueden utilizar para calcular el∆H de una reacción. Para ello aplicamos la regla general: Para cualquier reacción, ∆H es igual a la suma de los calores de formación de los reactivos.Del siguiente modo:

∆H = ∆H productos - ∆H reactantes

Al aplicar esta relación hay que notar lo siguiente:1. La contribución de cada compuesto se halla multiplicando el calor de formación

(Kilojulios/mol), por el número de moles del compuesto, dado por el coeficiente de la ecuación balanceada.

2. Los elementos en su forma estable se omiten en la ecuación anterior. El calor de formación de un elemento es cero, debido a la manera en que se define Hf.

CALOR DE COMBUSTIÓN:

El calor molar de combustión de un compuesto ∆Hc, es el calor desprendido de la combustión completa de un mol de una sustancia, generalmente orgánica. Los compuestos orgánicos que contienen carbono, hidrógeno y en ciertos casos oxigeno; al realizar su combustión total, en atmosfera de oxigeno dan como únicos productos anhidro carbónico y agua.El calor de reacción entre compuestos orgánicos se calcula en forma directa utilizando los calores de formación. Así, el calor de reacción es igual a la suma algebraica de los calores de combustión de reactivos menos la suma algebraica de los calores de combustión de los productos, multiplicados cada uno por su coeficiente estequiométrico.

∆H = ∆Hc reactivos - ∆Hcproductos

CALOR DE SOLUCIÓN O DISOLUCIÓN:

La solución de una sustancia en otra está acompañada por absorción o desprendimiento de calor, y este efecto térmico se denomina calor de solución. En general, el calor de disolución depende de la concentración de la solución inicial y final, a temperatura y presión constantes. Por esta razón es esencial especificar el número de moles de solvente por mol de soluto, en un calor de disolución.Ejemplo:H2SO4 (l) + 10H2O (l) → H2SO4 (10H2O) H = -68.235 KJ

Sin embargo, cuando la cantidad de solvente, por mol de sustancia, es grande; se encuentra que una dilución posterior no produce un efecto térmico significativo. Cuando la dilución es grande se indica mediante la notación (ac). Por ejemplo:

H2SO4 (l) + (ac) → H2SO4(ac) H = -96.218 KJ

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN:

Calculando la entalpia de la reacción de una solución acuosa diluida de hidróxido de sodio con otra solución acuosa diluida, según la ecuación termoquímica que sigue y utilizando los datos de entalpia de formación en solución infinitamente diluida tenemos:

NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)

-469.61 -167.44 -407.10 -285.85

= (-407.10-285.85) - (-469.61-167.44)= -692.95+637.06∆Hn = -55.89 KJ

Como una generalización, cuando una solución acuosa muy diluida de un equivalente gramo de un ácido fuertemente ionizado es neutralizado a 25°C por otra soluciónacuosa también muy diluida de un equivalente gramo de una base fuertemente ionizada, hay un ∆H = -55.89 KJ independientemente de la naturaleza del ácido y de la base.

CALOR ESPECÍFICO:

Es una propiedad característica de una sustancia que es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia. Las unidades de calor específico son julios por gramo y por grado. El calor especifico del agua es 4.18 J/g*°C. Esto quiere decir que para elevar un grado centígrado la temperatura de un gramo de agua se requiere 4.18 J de calor.La cantidad de calor absorbida por una sustancia se puede calcular mediante la ecuación:

Q = m*Cp*∆T

Dónde:Q = Es la cantidad de calor absorbida en julios.m = La masa de la sustancia en gramos.∆T = Es la variación de temperatura. (T final – T inicial)

CALORIMETRO:

El químico no solamente está interesado en saber si una reacción química produce energía, sino que quiere saber cuánta es la energía que se desprende y esto se puede lograr mediante el calorímetro.El calorímetro es un recipiente que está aislado del medio ambiente y que contiene agua u otros materiales cuya capacidad calorífica se conoce, en el que se absorbe el calor. Todo el calor desprendido en la reacción se absorbe dentro del calorímetro.

III. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS UTILIZADOS

1 balanza de precisión 0.01 g 1 luna de reloj mediana 1 fiola de 100 mL 2 matraces Erlenmeyer 1 pipeta graduada de 10 mL

1 espátula 1 varilla de vidrio 2 vasos de precipitado de 250 mL 1 termómetro (0-100°C)

REACTIVOS QUÍMICOS:

Solución acuosa: H2SO4 concentradoIndicador fenolftaleína Sustancias sólidas:

Hidróxido sódico (KOH) Nitrato de amonio Ácido clorhídrico concentrado

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

4.1) Evaluación cualitativa del calor de disolución

En un tubo de ensayo colóquese aproximadamente 5.0 mL de agua destilada. Mídase la temperatura con un termómetro y anótese como T1. Utilizando una pipeta con émbolo, añádase gota a gota aproximadamente 0.5 mL de ácido

sulfúrico concentrado al tubo de ensayo, obsérvese los cambios de temperatura y anótese como T2.

En otro tubo de ensayo, viértase aproximadamente 5.0 mL de agua destilada y mídase la temperatura (T1) y agréguese una porción de nitrato de amino sólido.

Disuélvase el soluto y mídase la temperatura. Anótese como T2.

4.2) Evaluación cuantitativa del calor de reacción

4.2.1) Calor de disolución de KOH sólido en agua

Pésese un matraz Erlenmeyer limpio y seco de 100 mL y anótese la masa como mm. Adiciónese al matraz 50 mL de agua destilada y con un termómetro mídase la temperatura

del agua y anótese como T1. Utilizando una luna de reloj, pésese alrededor de 1.0 g de KOH y regístrese la masa exacta.

(Nota: La operación de pesado debe ser rápida, dado que el KOH absorbe la humedad del aire).

Agréguese los cristales de KOH al agua contenida en el matraz, agítese y disuélvase el soluto.

Mídase la temperatura de la solución. Anótese el valor máximo de temperatura alcanzado (T2).

Deséchese la solución del matraz, lávese el matraz y termómetro.

4.2.2) Calor de reacción (neutralización I) de KOH sólido con solución acuosa de HCl

Pésese un matraz Erlenmeyer limpio y seco de 100 mL y anótese la masa como mm. Viértase al matraz 50 mL de HCl 0.5 M y con un termómetro mídase la temperatura del

agua y anótese como T1. Utilizando una luna de reloj, pésese alrededor de 1.0 g de KOH y regístrese la masa exacta.

(Nota: La operación de pesado debe ser rápida, dado que el KOH absorbe la humedad del aire).

Agréguese los cristales de KOH al agua contenida en el matraz, agítese y disuélvase el soluto.

Mídase la temperatura de la solución. Anótese el valor máximo de temperatura alcanzado (T2).

Adiciónese 3-5 gotas de indicador fenolftaleína a la solución final. Deséchese la solución del matraz, lávese el matraz y termómetro.

4.2.3) Calor de reacción (neutralización II) de soluciones de KOH y HCl

Pésese un matraz Erlenmeyer limpio y seco de 100 mL y anótese la masa como mm. Viértase al matraz 25 mL de HCl 1.0 M y con un termómetro mídase la temperatura del

agua y anótese como T1. A un vaso de precipitado de 100 mL viértase 25 mL de KOH 1.0 M y con un termómetro

mídase la temperatura del agua y anótese como T1.Precaución: Asegúrese de que ambas soluciones se encuentren aproximadamente a la misma temperatura.

Viértase la solución de KOH 1.0 M contenida en el vaso de precipitado a la solución de HCl 0.5 M.

Agítese la temperatura y mídase la temperatura de la solución. Anótese el valor máximo de temperatura alcanzado (T2).

Adiciónese 3-5 gotas de indicador fenolftaleína a la solución final. Deséchese la solución del matraz, lávese el matraz y termómetro.

V. OBSERVACIONES, ECUACIONES, DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

4.1) Evaluación cualitativa del calor de disolución

SustanciaTemperatura

inicial (T1)Temperatura

final (T2)¿Es exotérmica o

endotérmica la reacción?Observaciones

H2SO4 18.6°C 31°C ExotérmicaNH4NO3 15.4°C 16.5°C Exotérmica

4.2) Evaluación cuantitativa del calor de reacción

EXPERIMENTOS4.2.1) Calor de

disolución KOH en agua (∆Hr)

4.2.2) Calor de neutralización I

(∆Hr)

4.2.3) Calor de neutralización II

(∆Hr)Cambio de temperatura

(∆T = T1-T2)2.5°C 5.1°C 3.1°C

Calor absorbido por el matraz∆Hr = mm*Cp(m) *∆T (KJ)

-0.238KJ -0.486J -0.295KJ

Calor absorbido por la solución∆Hr = ms*Cp (s)*∆T (KJ)

-0.533KJ -1.067KJ -0.649KJ

Calor total absorbido(∆Hr, KJ)

-0.771KJ -1.553KJ -0.944KJ

N° de moles de KOH usado en la reacción

0.018moles 0.019moles 0.025moles

N° de moles de agua por de soluto (KOH o HCl)

154.333Mol agua/mol

KOH

140.053Mol agua/mol

KOH

106.44Mol agua/moles

HClCantidad total de calor

transferido por mol de KOH-42.833KJ/mol -81.737KJ/mol -37.76KJ/mol

Porcentaje de error (% δ) 20.702 26.589 36.687

Donde: mm = masa del matraz Erlenmeyerms = masa de la solución acuosaCp (m) = Calor especifico del vidrio del matraz (0.8368 J/g*°C)Cp (s) = Calor especifico de la solución acuosa (4.184 J/g*°C)∆T = T2-T1

Calores de reacción de tablas (Valores teóricos):

4.2.1) Calor de disolución de KOH sólido en agua

KOH (s) + H2O → K+ (ac) + OH- (ac) ∆Hr = -54.015 KJ/mol

Hallando porcentaje de error (% δ):

% δ=¿42.833KJ /mol−54.015KJ /mol/¿

54.015KJ /mol¿

% δ=20.702

4.2.2) Calor de reacción (neutralización I) de KOH sólido con solución acuosa de HCl

KOH (s) + H+ (ac) + Cl-

(ac) → K+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l) ∆Hr = -111.342 KJ/mol

Hallando porcentaje de error (% δ):

% δ=¿81.737KJ /mol−111.342KJ /mol /¿

111.342KJ /mol¿

% δ=26.5894.2.3) Calor de reacción (neutralización II) de soluciones de KOH y HCl

K+ (ac) + OH-

(ac) + H+ (ac) + Cl-

(ac) → K+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l) ∆Hr = -59.64 KJ/mol

Hallando porcentaje de error (% δ):

% δ=¿37.76KJ /mol−59.64KJ /mol /¿

59.64KJ /mol¿

% δ=36.687

OBSERVACIONES:

La precisión del termómetro es relativa y lo notamos ya que al hacer la experiencia varias veces nos da resultados distintos.

En el ensayo 4.2.2, al adicionar fenolftaleína a la muestra éste no cambia de coloración.

VI. RECOMENDACIONES Y CONCLUSIONES

RECOMENDACIONES:

Una vez hecho cada ensayo, inmediatamente hacer los cálculos y compararlos con los resultados teóricos para ver qué tanto es el porcentaje de error.

Antes de empezar el experimento, verificar que el termo esté completamente limpio y vacío, es decir, que no tenga gotas de agua, pues esto puede influir en los resultados.

Cada vez que usemos el termo después de cada experimento realizar esta inspección. Verificar que el termómetro esté bien calibrado antes de usarlo.

CONCLUSIONES:

Se comprobó el principio de la conservación de la energía, el cual establece que la energía total inicial de un sistema es igual a la energía final total del mismo sistema.

El calor es energía que es transferida de un sistema a otro, debido a que se encuentran a diferentes niveles de temperatura. Por esta razón, al poner los dos cuerpos en contacto, el que se encuentra a mayor temperatura transfiere calor al otro hasta que se logra el equilibrio térmico.

Cuando la temperatura del sistema aumenta Q y ∆T se consideran positivas, lo que corresponde a que la energía térmica fluye hacia el sistema, cuando la temperatura disminuye, Q y ∆T son negativas y la energía térmica fluye hacia fuera del sistema.

El equilibrio térmico se establece entre sustancias en contacto térmico por la transferencia de energía, en este caso calor; para calcular la temperatura de equilibrio es necesario

recurrir a la conservación de energía ya que al no efectuarse trabajo mecánico la energía térmica total del sistema se mantiene.

VII. CUESTIONARIO

1. En un experimento se mezcla 30.0 g de agua a 280 K con 50.0 g de agua a 330 K. Calcula la temperatura final de la mezcla asumiendo que no hay pérdida de calor en los alrededores.

T eq. = m1*Cp1*T1 + m2*Cp2*T2

m1*Cp1+ m2*Cp2

T eq. = 30g*4.184J/g ºC*280ºC + 50*4.184J/g ºC*330ºC30g*4.184J/g ºC + 50g*4.184J/g ºC

T eq. = 311.25 ºC

2. El proceso de Ostwald para la producción comercial de ácido nítrico a partir de amoniaco y oxigeno, consta de los siguientes pasos:4NH3 (g) + 5O2 (g) → 4NO (g) + 6H2O (g)

2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g)

3NO2 (g) + H2O (l) → 2HNO3 (ac) + NO (g)

a) Utiliza los valores de ∆Hºf de la tabla de magnitudes termodinámicas de sustancias a 25ºC para calcular el valor de ∆Hº para cada una de las reacciones anteriores.

b) Escribe la ecuación global para la producción de acido nítrico por el proceso de Ostwald combinando las ecuaciones anteriores. (También se produce agua). ¿Es exotérmica o endotérmica la ecuación global?

Calculando el valor de ∆Hº para cada una de las reacciones anteriores:

4NH3 (g) + 5O2 (g) → 4NO (g) + 6H2O (g)

∆Hº = [6*(-241.82) + 4*(90.37)] – [4*(-46.19) + 5*(0)]∆Hº = -904.68 kJ

2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g)

∆Hº = [2*(33.84)] – [2*(90.37) + 1*(0)]∆Hº = -79.22 kJ

3NO2 (g) + H2O (l) → 2HNO3 (ac) + NO (g)

∆Hº = [1*(90.37) + 2*(-206.6)] – [3*(33.84) + 1*(-285.83)]∆Hº = -138.52 kJ

Escribiendo la ecuación global:

4NH3 (g) + 5O2 (g) → 4NO (g) + 6H2O (g) ∆Hº = -904.68 kJ6NO (g) + 3O2 (g) → 6NO2 (g) ∆Hº = -237.66kJ6NO2 (g) + 2H2O (l) → 4HNO3 (ac) + 2NO (g) ∆Hº = -277.04 kJ--------------------------------------------------------------------------------------------4NH3 (g) + 8O2 (g) + 2H2O (l) → 4HNO3 (ac) + 6H2O (g)∆Hº = -1419.38 kJ

La reacción es exotérmica, es decir, libera calor.

3. Calcule el ∆Hº para la reacción: 2K (s) + 2H2O (l) → 2KOH (ac) + H2 (g)

Un pedazo de potasio de 5.0 g se deja caer en 1.00 kg de agua a 24.0ºC. ¿Cuál es la temperatura final del agua después de que ocurre la reacción anterior? Asume que todo el calor se emplea para aumentar la temperatura del agua.

2K (s) + 2H2O (l) → 2KOH (ac) + H2 (g)

78g 36g 112g5g Y X

X = (112*5)/78 =7.179Y = (7.179*36)/112 = 2.308g

Por lo tanto, la masa de agua que absorbe el calor es:

m agua = 1000g – 2.308g = 997.692g∆Hº = [2*(-482.4) + 1*(0)] – [2*(0) + 2*(-285.83)]∆Hº = -393.14 kJ

Hallando el calor absorbido al agregar 5 g de potasio:

∆H = 5g K* 1mol K/39g K*-393.14 kJ/2mol K∆H = -25.201 kJ

Q ganado = -Q perdido Q ganado = -(-25.201) = 25.201 kJ

Q = m*Cp*∆T25.201 kJ = 997.692 g* 4.184 J/g*ºC*(T final – 24ºC)25201 J = 997.692 g* 4.184 J/g*ºC*(T final – 24ºC)6.037ºC = T final – 24ºC

T final = 30.037 ºC

VIII. BIBLIOGRAFIA

Bromn TL, Leway HE, Bursten BE. Química. La ciencia central. 7ma edición. México: Prentoce Hall; 1998

Raymond Chang. Química. 7ma edición. México: Interamericana editores: 2003 Asociación Fondo de Investigadores y Editores. Química. Análisis de principios y

aplicaciones. Tomo II. 3ra edición. Perú: Lumbreras editores; 2006 http://www.buenastareas.com/ensayos/Lab-De-Fisicoquimica/2051025.html http://webs.uvigo.es/eqf_web/eqf_docs/EQF_Practica1.pdf http://www.eii.uva.es/~organica/practicas/intro.pdf http://termo-quimica.blogspot.com/2012/02/practica-de-laboratorioconocimiento-y.html http://www.educa.madrid.org/web/ies.churriguera.leganes/departamentos/fisicaYQuimica/

2b/ptermo1.pdf