Entalpia de reaccion de neutralizacion
Páginas: 8 (1928 palabras)
Publicado: 4 de noviembre de 2010
ENTALPIAS DE REACCIONES DE NEUTRALIZACION
INTRODUCCIÓN
En esta práctica se determinará la cantidad de energía desprendido en una neutralización ácido-base con una base fuerte (NaOH) y diferentes ácidos (HCl, H2SO4 y AcOH) en diferentes volúmenes para mezclar. Para ello se empleará un procedimiento calorimétrico consistente en la medida de la variación de la temperatura de las diferentessustancias implicadas y de su mezcla. También se considerar el calor absorbido por el material calorimétrico, así que se calcular la capacidad calorífica de éste.
PROCEDIMIENTO Y DATOS
En la primera de la práctica consiste en determinar la capacidad del calorímetro que se utilizo.
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
HCl 24.8 ºC
NaOH 26.2 ºC
T1 25.5
T2 31.7
∆T= T2 – T1 6.2En la segunda sección se determina en las reacciones el calor de cada una, procediendo igual que en la primera parte.
DATOS OBTENIDOS
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2SO4 25.4 ºC
NaOH 25.2 ºC
T1 25.1 ºC
T2 28.4 ºC
∆T= T2 – T1 3.3 ºC
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2SO4 25.0 ºC
NaOH 25.2 ºC
T1 26.0 ºC
T2 30.6 ºC
∆T= T2 – T1 3.1 ºC
TIEMPO TOTAL600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2O 25.7 ºC
NaOH 26.2ºC
T1 25.9 ºC
T2 25.6 ºC
∆T= T2 – T1 -0.3 ºC
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2SO4 25.1 ºC
NaOH 25.2 ºC
T1 25.2 ºC
T2 28.4 ºC
∆T= T2 – T1 3.2 ºC
CALCULOS SEGÚN LOS EXPERIMETADO
En la primera parte se calcula la capacidad calórica del calorímetro
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
Donde
Ms/n= 25.0 mL deNaOH + 25.0 mL de HCl= 50.0 mL total de solución
Ms/n= 50.0 mL * 1g/1mol= 50g de solución ∆T= 6.2ºC
Cs= 4.189 J/g*ºC
Como no existe reactivo límite se escoge el HCl para encontrar la entalpia de la reacción y como el compuesto esta a un molar tenemos que:
HCl moles= 25,0 mL de HCl (ac) * 1mol/1000mL= 0.025 moles de HCl
Calor experimental= 0.025 moles HCl* 57.2kJ/moles*1000J/1kJ=-1430 J
∆H= -(-1430J)= Cc*∆T+ Cs/n*ms/n*∆T
Cc= (-(1430J) – Cs/n * ms/n*∆T)/∆T
Cc= (1430-(4.184J/g*ºC)*50.0g*6.2ºC)/6.2 ºC
Cc= 21.45 J/ºC → esta es la capacidad calórica de calorímetro
En la segunda parte de lo experimentado se calcula la entalpia de la reacción de 25.0 mL de H2SO4 Y 25.0 Ml de NaOH cada un a un molar de concentración, como no hay reactivo límite se puede tomar cualquiercompuesto, en este caso se escogió el H2SO4
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Masa solución = (25.0 mL H2SO4 + 25.0 mL NaOH) * 1g/1 mol= 50g de solución
Cs= 4.184 J/g*ºC ∆T=3.3 ºC Cc= 21.45 J/ºC
La entalpia de la reacción es igual a:
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
∆H=- (21.45 J/ºC )* 3.3 ºC+(4.184 J/g*ºC)*50g*3.3 ºC
∆H= -761.145J=-0.7611kJ/2.5*10-2mol = -30.44 kJ/mol
Se toma 25.0mL H2SO4 y 50 mL de NaOH cada un con a un molar de concentración, en este caso tampoco encontramos reactivo limite, por lo tanto se escoge H2SO4
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Masa solución = (25.0 mL H2SO4 + 50.0 mL NaOH) * 1g/1 mol= 75.0g de solución
Cs= 4.184 J/g*ºC ∆T=4.6 ºC Cc= 21.45 J/ºC
La entalpia de la reacción es igual a:
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
∆H=- (21.45 J/ºC)*4.6 ºC+ (4.184 J/g*ºC)*75g*4.6 ºC
∆H= -1542.15J=-1.54215kJ/0.025mol= -61.7 kJ/mol
Se toma 25.0 mL de CH3COOH y 25.0 mL de NaOH cada un a 1M, es esta reacción se existe reactivo limite que es el NaOH que es de 0.025 moles
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Masa solución = (25.0 mL CH3COOH + 25.0 mL NaOH) * 1g/1 mol= 50.0g de solución
Cs= 4.184 J/g*ºC ∆T=3.2 ºC Cc= 21.45 J/ºC
La entalpiade la reacción es igual a:
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
∆H=- (21.45 J/ºC)* 3.2 ºC+ (4.184 J/g*ºC)*50g*3.2 ºC
∆H= -738.08J=-0.73808kJ/0.025mol= -29.52kJ/mol
DISCUCION DE LAS RESULTADOS
Como primera parte de la práctica se calcula experimentalmente la capacidad calorífica del calorímetro que es la capacidad que tiene este para absorber a perder calor, en esta experimentación como en...
INTRODUCCIÓN
En esta práctica se determinará la cantidad de energía desprendido en una neutralización ácido-base con una base fuerte (NaOH) y diferentes ácidos (HCl, H2SO4 y AcOH) en diferentes volúmenes para mezclar. Para ello se empleará un procedimiento calorimétrico consistente en la medida de la variación de la temperatura de las diferentessustancias implicadas y de su mezcla. También se considerar el calor absorbido por el material calorimétrico, así que se calcular la capacidad calorífica de éste.
PROCEDIMIENTO Y DATOS
En la primera de la práctica consiste en determinar la capacidad del calorímetro que se utilizo.
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
HCl 24.8 ºC
NaOH 26.2 ºC
T1 25.5
T2 31.7
∆T= T2 – T1 6.2En la segunda sección se determina en las reacciones el calor de cada una, procediendo igual que en la primera parte.
DATOS OBTENIDOS
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2SO4 25.4 ºC
NaOH 25.2 ºC
T1 25.1 ºC
T2 28.4 ºC
∆T= T2 – T1 3.3 ºC
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2SO4 25.0 ºC
NaOH 25.2 ºC
T1 26.0 ºC
T2 30.6 ºC
∆T= T2 – T1 3.1 ºC
TIEMPO TOTAL600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2O 25.7 ºC
NaOH 26.2ºC
T1 25.9 ºC
T2 25.6 ºC
∆T= T2 – T1 -0.3 ºC
TIEMPO TOTAL 600 seg
TIEMPO DE MEZCLA 300 seg
H2SO4 25.1 ºC
NaOH 25.2 ºC
T1 25.2 ºC
T2 28.4 ºC
∆T= T2 – T1 3.2 ºC
CALCULOS SEGÚN LOS EXPERIMETADO
En la primera parte se calcula la capacidad calórica del calorímetro
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
Donde
Ms/n= 25.0 mL deNaOH + 25.0 mL de HCl= 50.0 mL total de solución
Ms/n= 50.0 mL * 1g/1mol= 50g de solución ∆T= 6.2ºC
Cs= 4.189 J/g*ºC
Como no existe reactivo límite se escoge el HCl para encontrar la entalpia de la reacción y como el compuesto esta a un molar tenemos que:
HCl moles= 25,0 mL de HCl (ac) * 1mol/1000mL= 0.025 moles de HCl
Calor experimental= 0.025 moles HCl* 57.2kJ/moles*1000J/1kJ=-1430 J
∆H= -(-1430J)= Cc*∆T+ Cs/n*ms/n*∆T
Cc= (-(1430J) – Cs/n * ms/n*∆T)/∆T
Cc= (1430-(4.184J/g*ºC)*50.0g*6.2ºC)/6.2 ºC
Cc= 21.45 J/ºC → esta es la capacidad calórica de calorímetro
En la segunda parte de lo experimentado se calcula la entalpia de la reacción de 25.0 mL de H2SO4 Y 25.0 Ml de NaOH cada un a un molar de concentración, como no hay reactivo límite se puede tomar cualquiercompuesto, en este caso se escogió el H2SO4
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Masa solución = (25.0 mL H2SO4 + 25.0 mL NaOH) * 1g/1 mol= 50g de solución
Cs= 4.184 J/g*ºC ∆T=3.3 ºC Cc= 21.45 J/ºC
La entalpia de la reacción es igual a:
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
∆H=- (21.45 J/ºC )* 3.3 ºC+(4.184 J/g*ºC)*50g*3.3 ºC
∆H= -761.145J=-0.7611kJ/2.5*10-2mol = -30.44 kJ/mol
Se toma 25.0mL H2SO4 y 50 mL de NaOH cada un con a un molar de concentración, en este caso tampoco encontramos reactivo limite, por lo tanto se escoge H2SO4
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Masa solución = (25.0 mL H2SO4 + 50.0 mL NaOH) * 1g/1 mol= 75.0g de solución
Cs= 4.184 J/g*ºC ∆T=4.6 ºC Cc= 21.45 J/ºC
La entalpia de la reacción es igual a:
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
∆H=- (21.45 J/ºC)*4.6 ºC+ (4.184 J/g*ºC)*75g*4.6 ºC
∆H= -1542.15J=-1.54215kJ/0.025mol= -61.7 kJ/mol
Se toma 25.0 mL de CH3COOH y 25.0 mL de NaOH cada un a 1M, es esta reacción se existe reactivo limite que es el NaOH que es de 0.025 moles
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Masa solución = (25.0 mL CH3COOH + 25.0 mL NaOH) * 1g/1 mol= 50.0g de solución
Cs= 4.184 J/g*ºC ∆T=3.2 ºC Cc= 21.45 J/ºC
La entalpiade la reacción es igual a:
∆H=-qr= Cc*∆T+ Cs/n * ms/n * ∆T
∆H=- (21.45 J/ºC)* 3.2 ºC+ (4.184 J/g*ºC)*50g*3.2 ºC
∆H= -738.08J=-0.73808kJ/0.025mol= -29.52kJ/mol
DISCUCION DE LAS RESULTADOS
Como primera parte de la práctica se calcula experimentalmente la capacidad calorífica del calorímetro que es la capacidad que tiene este para absorber a perder calor, en esta experimentación como en...
Leer documento completo
Regístrate para leer el documento completo.