Entalpia de reaccion de neutralizacion

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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...
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