Termoquímica

Informe Trabajo Práctico N°3
Termoquímica

Objetivos de la Práctica

* Encontrar el cambio de entalpía de diferentes reacciones químicas de manera experimental.

Datos Teóricos para las tres experiencias:

Ce=1 cal/°g
δsc = 1 g/cm3

Introducción

Como ya fue nombrado en el objetivo, la idea de este Trabajo Práctico es encontrar el cambio de entalpía de las reacciones presentadasa continuación:

a) Calor de neutralización, ácido fuerte - base fuerte:

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

Para esta experiencia, se mezcló el HCl 1 M y el NaOH 1 M en un calorímetro, habiéndose tomado la temperatura previamente de cada uno de los reactivos y esperado a que se estabilicen para que así la variación de temperatura entre ellos no sea demasiada y luegodeterminar la temperatura inicial. Luego se tomó la temperatura final de la reacción con lo cual se puede determinar el ∆T, siendo éste el único valor experimental necesario. Finalmente se lo reemplazó en la siguiente fórmula:

Q = 0 (ya que no se intercambia nada con el medio)
Q = 0 = Qr + Qcalorímetro + Qsc

∆Hr=Qr (por ser a presión constante)

∆Hr=Qr=-Qsc=-msc.Cp.∆T

Donde la masade la solución es igual a δsc x Vsc.

Este cambio de entalpía se lo tiene que calcular por moles de H2O, mediante las relaciones estequiométricas.

b) Calor de neutralización, ácido débil - base fuerte

En esta experiencia se realizó exactamente lo mismo que en la anterior, sólo que en lugar de haber utilizado el HCl se utilizó Ácido Acético (CH3COOH) 1 M

HAc (ac) + NaOH (ac)NaAc (ac) + H2O (l)


c) Calor de reacción

Para esta experiencia fue utilizado Al y HCl 6 M reaccionando de acuerdo a la ecuación:

2Al (s) + 6 HCl (l) 2 AlCl3 (ac) + 3H2 (g)

La manera de llegar al objetivo de la práctica fue igual a las experiencias anteriores, es decir, consiguiendo experimentalmente el valor de ∆T, y reemplazándolo en la ecuación ya nombrada se obtuvo elcambio de entalpía y luego por relaciones estequiométricas, el cambio de entalpía por moles de H2O.


* EXPERIENCIA Nº 1: HCl 1M - NaOH 1M
Volumen HCl 1N | 50ml |
Temperatura del HCl 1M | 19ºC |
Moles de H+ presentes | 0,05 mol |
Moles de OH- necesarios para la neutralización | 0,05 mol |
Volumen de NaOH 1M | 50ml |
Temperatura del NaOH 1M | 19ºC |
Volumen final de la mezcla| 100ml |
Temperatura final máxima registrada | 24ºC |
Variación de temperatura | 5ºC |
Calor desarrollado en la neutralización | -500 cal |
Moles de agua formados | 0,05 mol |
Calor desarrollado por mol de agua formado | -10000 cal/molH2O |

Valor teórico del calor desarrollado por mol de agua formado:
Qp / mol agua = ΔHf = -13680 cal/mol

* EXPERIENCIA Nº 2: CH3COOH 1M- NaOH 1M

Volumen CH3COOH 1N | 50ml |
Temperatura del CH3COOH 1M | 20ºC |
Moles de H+ presentes | 0,05 mol |
Moles de OH- necesarios para la neutralización | 0,05 mol |
Volumen de NaOH 1M | 50ml |
Temperatura del NaOH 1M | 20ºC |
Volumen final de la mezcla | 100ml |
Temperatura final máxima registrada | 24ºC |
Variación de temperatura | 4ºC |
Calor desarrollado en laneutralización | -400 cal |
Moles de agua formados | 0,05 mol |
Calor desarrollado por mol de agua formado | -8000 cal/molH2O |

















Valor teórico del calor desarrollado por mol de agua formado:
Qp / mol agua = ΔHf = -13300 cal/mol

* EXPERIENCIA Nº3: Calor de reacción

Masa de Al | 0,47 g |
Temperatura inicial | 20ºC |Temperatura final | 62ºC |
Variación de temperatura | 42ºC |
Calor desarrollado en la reacción | -2100 cal |
Moles de Al | 0,0174 mol |
Calor de reacción/mol | -121 kcal/mol |











Valor teórico del calor de reacción desarrollado por mol de aluminio:
Qp / mol Al = ΔHf = -245 cal/mol

Cuestionario de aplicación:
Calor de neutralización:
1) Como influyen...