quimica fisica












DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE NEUTRALIZACIÓN










Fecha: 18/10/2012
Práctica: Química Física I
Grupo de practicas: M1
Curso: 2ºC



INDICE:

Fundamento teórico………...

3.Procedimiento………………

4.Datos …………....…………

5.Cálculos……………………

6.Conclusiones……………….






1. OBJETIVOS:El objetivo de esta práctica es determinar la entalpía de neutralización de un acido y base fuertes en un calorímetro, mediante energía eléctrica.


2. FUNDAMENTO TEORICO:
Toda reacción de neutralización acido-base, en disoluciones diluidas, desprende la misma cantidad de calor. Si además, el proceso ocurre a presión y volumen constante en un sistema aislado (calorímetro), el calor seráigual al incremento de entalpía de neutralización (∆H).
Ese calor desprendido no se puede medir directamente, pero sí su incremento de temperatura(∆T). Por tanto, para hallar el calor de la reacción haremos uso de la siguiente reacción: Qreacc.=Csist.•∆Tsist. Pero vemos que nos hace falta la capacidad calorífica del sistema.

Este último dato se obtendrá introduciéndole al sistema, (en elcalorímetro), una cierta cantidad de calor mediante energía elétrica (Weléct.), causando un aumento de temperatura. El incremento de temperatura debe ser del mismo orden que el producido en la reacción de neutralización. La energía eléctrica se mide con el voltímetro y el amperímetro y para hallar el calor se usa la siguiente reacción:
Qcal= Welectric =I V t = Ccal•∆Tcal


Unavez hallada la capacidad calorífica, se podrá sustituir en la primera ecuación anotada para obtener el calor de la reacción.
Una vez que tenemos el calor desprendido, podremos hallar el incremento de entalpía de neutralización, dividiéndolo por los moles verdaderos del ácido utilizados en la neutralización.




3. Procedimiento:

Preparación de disoluciones:
Preparar 250ml de disoluciónde NaOH 0.25M estandarizándola con una disolución de NaOH 3M.
Preparar 200ml de disolución de HNO3 0.25M con los datos recogidos en el bote que contiene nuestro ácido.


Una vez que ya tengamos las dos disoluciones preparadas, tendremos que medir la temperatura de cada una, para comprobar que estén a la misma temperatura, si no es así se tendrá que calentar o enfriar mediante las manos oponiéndola debajo de un chorro de agua fría. La temperatura de la base se tomará dentro del calorímetro, a diferencia del ácido.
Que las dos disoluciones estén a la misma temperatura es algo esencial para poder calcular el incremento de temperatura de la reacción.
El Erlenmeyer con el ácido se deberá pesar lleno y vacio para calcular más tarde los moles realmente usados en la reacción.
Una veztengamos todo preparado, se procederá a mezclar las dos disoluciones dentro del calorímetro, se esperará a que se llegue a la neutralización y se anotará la temperatura para saber el incremento que tengamos que usar en la siguiente parte.
Para medir el trabajo introducido en la reacción es necesario medir la intensidad, el voltaje y comprobar, con un cronómetro cuanto tarda la reacción enalcanzar el mismo incremento de temperatura que en la neutralización.
Una vez obtenidos los datos, se procederá a calcular, mediante las ecuaciones correspondientes el calor del calorímetro y el incremento de entalpía.


4. Datos:
Para la preparación de la disolución de NaOH:

Volumen 1(ml)
250ml
Molaridad(M)
0.25M
Molaridad(estandarizada)
3M
Volumen 2
20.8ml

Para la preparación de ladisolución de HNO3:

Volumen 1(ml)
200ml
Molaridad(M)
0.25M
Moles(m)
0.05
Masa molecular(Mm)
63.01g/mol
Densidad
1.375g/ml
Pureza
60%
Volumen 2
3.8ml


Datos obtenidos en el primer procedimiento:

t1/ t2
25.3ºC
tf
26.8ºC
T
28.3ºC
∆Tsist/∆Tcal
1.5ºC
Peso Erlenmeyer + Acido
313.05g
Peso Erlenmeyer
113.45g
Moles reales usados
0.0499mol
Amperio(A)...