practica quimica

PRACTICA 8














1. OBJETIVO DE LA PRÁCTICA

El objetivo de esta práctica es la determinación experimental de los cambios de entalpía de reacciones químicas y de procesos físicos tales como los de disolución , y, asimismo , comprobar la ley de Hess .

2. INTRODUCCIÓN

Toda reacción química conlleva la rotura de unos enlaces ( reactivos) y la formación de nuevosenlaces ( productos ) , proceso que conllevará una absorción o bien una liberación de energía generalmente en forma de calor . Si la energía que hay que dar para romper enlaces de los reactivos es superior a la liberada en la formación de los enlaces de los productos , el proceso será endotérmico ( absorción de energía ) , mientras que si sucede lo contrario el proceso será exotérmica (liberación deenergía ) .

Definimos el calor de reacción como el calor transferido en una reacción química realizada a temperatura constante (generalmente estudian a 25 º C ) y por unidad de cantidad de sustancia .. Si el proceso tiene lugar a presión constante, el calor de reacción coincide con el cambio de entalpía ( AH ) , y si tiene lugar a volumen constante con el cambio de energía interna ( ΔU ) ; encaso de referirse a 25 º C y 1 atm de presión ( condiciones estándar ) el cambio de entalpía se simboliza como ΔH0 ( 298 K ) y generalmente se expresa en KJ • mol-1 .

En esta experiencia deberemos determinar los cambios de entalpía de los siguientes procesos:
 1 . HCL (aq ) + NaOH ( aq) NaCl ( aq) + H2O ( l) ΔH01

2 . NaOH (s ) NaOH ( aq) ΔH02

3 . HCL (aq ) + NaOH ( s) NaCl ( aq) + H2O ( l)ΔH03

 Y de acuerdo con la ley de Hess (el cambio de entalpía de una reacción no depende del camino que sigue la reacción , sólo depende de los estados inicial y final) se debería comprobar que:
ΔH03 = ΔH01 + ΔH02
 
3.PARTE EXPERIMENTAL

Material y reactivos necesarios:
Vaso de precipitados de 250 mL , termómetros , probetas de 100 mL , balanza , vidrios de reloj , ácido clorhídrico 2 M ,hidróxido de sodio 2 M , hidróxido de sodio en lentejas , agua destilada .
 
procedimiento

b -1 ) Determinación del cambio de entalpía del proceso 1
 
Medimos con una probeta 100 mL de ácido clorhídrico 2 M , y en otra probeta 100 mL
de hidróxido de sodio 2 M ; sumergimos un termómetro en cada probeta y anotamos las temperaturas iniciales . En caso de no coincidir las temperaturas se tomala media como temperatura inicial (Ti ) .
 
Medimos asimismo la masa de un vaso de precipitados de 250 mL ; colocamos una de las disoluciones con el termómetro correspondiente y vertemos la otra disolución . La temperatura comenzará a subir hasta que se alcance el valor máximo . Podemos anotar 3 temperaturas medidas a intervalos de 1 minuto y considera la media como temperatura final ( Tf ) .Datos y cálculos

Temperatura inicial: 22 º C
Masa del vaso : 103,7 gramos
Temperatura final: 25 º C
Calor ganada por el líquido : 671.517 J
Calor ganada por el vaso : 910.27 J
Calor total ganada : -1,581.787 J
Calor total liberado : 1,581.787 J
Moles de agua formados : 0,2 moles
Calor total liberada por mol de agua = ΔH01 : -7.908,935 J

Moles iniciales :
HCl 

NaOH 

Masade solución
M solución= MHCl + MNaOH

M solución = + = 15,3 g

Calor ganada por el líquido
Q solución = m·c·Δt = 15,3 g · · 10,5º C = 671,517 J

Calor ganada por el vaso
Q vaso= m·c·Δt = 103,7 g · · 10,5º C = 910,27 J

Calor total ganada
El calor total liberado por la reacción es el calor total que han ganado el líquido y el vaso. I , hay que tener en cuenta que si el calor ha sidoliberada ,por lo tanto el signo del valor numérico será negativo .
Q.reacción = -921,7 -671,517 = -1,581.787 J

Calor total liberada
Qtotal = Qsolución + Qvaso  Qtotal = 671.517 + 910.27 = 1581.787 J


Moles de agua formados



Calor total liberada por mol de agua ( AH º 1)
∆Hº 1 = = -7908,935 J

Datos y consideraciones
Considerar que la disolución de NaOH tiene un calor...