Info Termo Final

Universidad Nacional Mayor de San Marcos - 2011

1. INTRODUCCION 2

2. RESUMEN 3

3. PRINCIPIOS TEORICOS 4

4. DETALLES EXPERIMENTALES 11

5. TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS 13

6. CALCULOS 17

7. ANALISIS Y DISCUCIION DE RESULTADOS 22

8. CONCLUCIONES Y RECOMENDACIONES 23

9. APENDICE24

HOJA DE DATOS CUESTIONARIO GRAFICOS

10.BIBLIOGRAFIA 28

Termoquímica Página 1


Es posible tratar todos los equilibrios heterogéneos desde un punto de vista unificado por medio del principio conocido como Regla de las Fases, con el cual él numero de variables a que se encuentra sometido un equilibrio heterogéneo cualquiera, queda definido bajo ciertas condiciones experimentales definidas. En los casos de sistemas de tres componentes se conviene fijar la temperatura y presión variando solamente las composiciones del sistema; la manera de representar este sistema es mediante la utilización de un triangulo equilátero donde cada uno de sus vértices indica uno de los componentes puros, en cada lado se lee la composición del sistema ternario.

Diagramar esta propiedad tiene diversas utilidades como por ejemplo el ácido acético y el agua son dos especies totalmente miscibles entre sí. Es decir, con independencia de las proporciones empleadas, el resultado de mezclar estos dos componentes es siempre una disolución homogénea. Lo mismo ocurre con el sistema formado por ácido acético y triclorometano (cloroformo). Cualesquiera que sean las proporciones empleadas, estos dos componentes son totalmente miscibles y por tanto forman una disolución homogénea, de esta forma podemos tener un disolvente adecuado para cada sustancia.

También tiene diversas aplicaciones en la industria como por ejemplo el principio de solubilidad es muy usado en la industria para la preparación de diversos artículos de limpieza como los jabones, detergentes y cualquier otro producto.



El objeto principal de esta práctica es determinar el diagrama de fases, a temperatura ambiente, para el sistema n-butanol / ácido acético/ agua. La mezcla de estos tres líquidos puede ser homogéneas o separarse en dos capas (soluciones ternarias conjugadas). El diagrama de fases, a temperaturas y presión fijas, del sistema de tres componentes n-butanol, ácido acético y agua se realiza mediante diagrama de Roozeboom.

La presente práctica experimental se realizo a condiciones de laboratorio de 20º C de temperatura, 756 mmHg de presión atmosférica y 90% de humedad relativa.

Las relaciones de solubilidad de un sistema de tres componentes, se representan fácilmente en un diagrama de triángulo equilátero (Representación Roozeboom), ya que en él se puede plotear el % de cada componente en la misma escala, correspondiendo cada vértice del triángulo a los componentes puros, y cada lado a un sistema de dos componentes, a temperatura y presión constante. La relación de equilibrio definida entre las concentraciones de un soluto disuelto en un sistema formado por dos fases líquidas no miscibles es igual a la relación entre sus solubilidades respectivas: C1/C2 = S1/S2 = K, donde C1 y C2 son las concentraciones del soluto en los disolventes 1 y 2, respectivamente, S1 y S2 son sus solubilidades respectivas; K es la constante de reparto o coeficiente de partición.

El procedimiento experimental a llevarse a cabo para lograr cumplir los objetivos anteriormente planteados se dividen en dos partes, la primera parte, de determinación de curvas de solubilidad donde se prepara las soluciones de acido acético en diferentes concentraciones en agua y butanol para luego titularlos. La segunda parte de determinación de línea de reparto donde al combinar el agua, el butanol y acido acético en la pera se separa las dos fases para luego titularlos.

Luego de haber desarrollado el experimento y con los datos tomados se hicieron los cálculos respectivos dando los siguientes resultados …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

La conclusión más importe es comprobación de la relación solubilidad del acido acético tanto en agua como en butanol.

Una recomendación a tomar en cuenta sería el de tapar las solución de acido acético para evitar la evaporación del soluto ya que es muy volátil.



Rama de la Química Física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transformaciones físicas o químicas. Su fin es determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como calor durante una transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos.

La termoquímica es parte de una rama mucho más amplia que es la termodinámica la cual describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos.

El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio.

a. Sistema y entorno

Sistema: Parte del universo objeto de estudio. Entorno: Todo lo que hay alrededor del sistema.

Tipos de sistemas:

- Aislado: No intercambia ni materia ni energía con el entorno.- Cerrado: Puede intercambiar energía pero no materia.- Abierto: Intercambia materia y energía.



Tipos de paredes que separan el sistema del entorno

- Rígida o móvil- Permeable o impermeable al paso de materia- Adiabática o no adiabática (adiabática no conduce el calor).

b) Variables termodinámicas y Funciones de estado

Variables o propiedades termodinámicas: Son las magnitudes utilizadas para describir un sistema sin ambigüedad. Pueden ser extensivas o intensivas.

- Extensivas: Su valor depende de la cantidad de materia (masa, volumen,…)

- Intensivas: Su valor no depende de la cantidad de materia (temperatura, densidad, presión,..)

Funciones de estado: Son variables termodinámicas cuyo valor solo

depende del estado actual del sistema y no del procedimiento por que el sistema llego a dicho estado.

E = E2 –E1

Si son funciones de estado: P, V, T,… No son funciones de estado: calor, trabajo,…

c) Calor: Forma de transferencia de energía entre el sistema y su entorno debida a una diferencia de temperatura.

m2xC2x(T2-Tf) = m1xC1x(Tf-T1) = Q

C1 y C2 son los calores específicos del sistema

T2> T1

T f: Temperatura de equilibrio



d) Trabajo: Forma de transferencia de energía entre el sistema y su entorno debida a una fuerza macroscópica que efectúa un desplazamiento.

W = F x d

e) Primer principio de la termodinámica

“En cualquier proceso la energía puede transformarse pero nunca se crea ni se destruye”.

U = Q + W

U: Energía interna (función de estado)

U = Uf – Ui

- Reacción a Volumen constante: U = qV- Reacción a Presión constante:

f) Entalpía

“El cambio en el contenido calorífico de un sistema que acompaña a un proceso a presión constante, QP, se define como el cambio de entalpía, H, del proceso” H = QP

La relación existente entre H y U puede deducirse: U = Q + w U = Q - PV

A presión constante: Qp =U + PVH = Qp

H = U+ PVH = U + PVPuesto que P, V y U son funciones de estado, H también es una función de estado.



g) Ecuación termoquímica

La ecuación química ajustada con su valor de _H. Debe indicarse siempre el estado físico de las especies que reaccionan y de los productos, ya que los cambios de estado de una sustancia tienen lugar con intervención de calor.

C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) +1.367 KJ

C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) _H = -1.367 KJ/mol

1.367 KJ se liberan /mol de reacción = 1.367 KJ se liberan / mol de etanol consumido = 1.367 KJ se liberan / 3 moles de O2 consumido = 1.367 KJ se liberan /2 moles de CO2 formados.

La reacción inversa requeriría la absorción de 1.367 KJ en las mismas condiciones, es decir, es endotérmica.

2 CO2 (g) + 3 H2O (l) -------- C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ΔH = +1.367 KJ/mol.

h) Ley de Hess

“Cuando una reacción puede expresarse como suma algebraica de otras dos o más reacciones, el calor de reacción global es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales”

“El cambio de entalpia para una reacción es el mismo tanto si tiene lugar en una como en varias etapas” Permite calcular los calores de reacción de muchos procesos que no pueden medirse directamente.

Se puede calcular a partir de entalpias de combustión, de formación o de energía de enlace.



i) Segundo principio de la Termodinámica: Entalpía

“En cualquier proceso espontáneo, el universo tiende hacia el estado de máximo desorden”

“En cualquier proceso espontáneo, el desorden total del sistema y sus alrededores crece”

ENTROPÍA: magnitud termodinámica que es una medida deldesorden. Es también una función de estado. Suniverso=Ssistema+ Sentorno > 0

En un proceso espontáneo la entropía del universo aumenta.

Cuanto mayor sea el desorden de un sistema mayor será su entropía.

* La entropía de cualquier sustancia aumenta a medida que la sustancia pasa de sólido a líquido y a gas, aumenta el desorden.

j) Tercer principio de la Termodinámica: Entalpía

A 0°K la entropía de cualquier sustancia pura cristalina es nula.



k) Entropía molecular estándar

La entropía molar estándar, S0, es la entropía de la sustancia en su estado estándar, a P=1 atm y 25°C.Las unidades de entropía son J/Kmol.

La variación de entropía estándar de una reacción se calcula fácilmente a partir de los valores de las entropías molares estándar por medio de la expresión.

S°= nS°(productos) - mS°(reactantes)

Variación de entropía del entorno:

S(entorno)= -

l) Calor de reacción

El calor es la energía que un sistema intercambia con otro o con sus alrededores como consecuencia de un gradiente de temperatura. Este calor se puede medir directamente mediante el uso de un calorímetro; por lo tanto. Podemos medir la entalpía de una reacción haciendo que ésta se produzca en ele interior de un calorímetro y determinando el calor de esa reacción.

m) Calor de neutralizaciónCuando un ácido reacción con una base, se libera una considerable cantidad

de calor. Ya que la neutralización entre protones e iones hidroxilo disueltos en

agua, la medida del calor de neutralización corresponde a la entalpía de

formación del H2O a partir de los iones H3O+ y OH-

H3O+ + OH- 2H2O Hneutralización

Por lo tanto el calor de neutralización se entiende como el calor generado

cuando un ácido reacciona con una base para producir agua; el proceso de

neutralización comprende únicamente la combinación del ión hidrogeno e

hidroxilo para formar agua no ionizada


Tiempo de reacción

T

Grafico T en oC vs tiempo e minutos


Cuando una solución diluida de un ácido fuerte se neutraliza con una solución

diluida de una base fuerte, el calor producido en la reacción por mol de agua

formada es constante e independiente del ácido y la base empleada en la

neutralización, como también de su concentración.

Cada vez que ocurre un cambio químico, existe un intercambio definido de

calor, German Hess demostró que el valor encontrado para este calor de

reacción es independiente del camino seguido para realizarla, segunda ley de

la termodinámica.

Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si

absorben calor, o exotérmicas, si desprenden calor. Los cambios endotérmicos

se expresan con signo positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo,

de acuerdo con la primera ley de la termodinámica. El cambio de entalpía

ocurrido en la reacción directa es exactamente opuesto en la reacción inversa.

Este efecto térmico es el mismo sin importar si la reacción ocurre en una o

varias etapas. La magnitud del cambio depende de la constitución, el estado

físico de reactivos y productos y de la expresión estequiometria.



1.0MATERIALES Y REACTIVOS

Materiales.- Frasco termo con tapón de corcho y agitador, termómetro de 0 a100°C. bureta: vasos, erlenmeyers, probetas de 100 y 250ml. pipetas. 3.2.

Reactivos.- Solución de NaOH 0,2N, solución de HCL 0.8N. biftalato de potasio, fenolftaleína.

2.0PROCEDIMIENTO

2.1Capacidad Calorífica del Calorímetro

a) Se Arma el equipo como muestra en la Fig.

F: Frasco TermoT: Termómetro

P: PeraA: Agitador



b) Se Coloqua 150 mL de agua de caño en el termo y el mismo volumen de agua helada (entre 2 y 8°C) o agua tibia (entre 30 y 40°C) en la pera.

c) Se Toma las temperaturas exactas de ambos volúmenes de agua, e inmediatamente abra la llave de la pera y deje caer el agua helada, mida la temperatura cada 10 segundos, agitando constantemente, anote la temperatura cuando ésta tome un valor constante.

2.2 Calor de Neutralización de Solución 0.2N de NaOH con Solución 0.8N de HCl

a) Se Determina las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando la base con biftalato de potasio y el ácido con la base. Calcule las concentraciones corregidas.

b) Hacemos los Cálculos de los volúmenes de las soluciones de hidróxido y de ácido necesarios para producir la neutralización, tales que sumados de 300ml (use las concentraciones calculadas en a) .

c) Secamos por completo el frasco termo y colocar en éste, el volumen de base calculado, y en la pera el volumen de ácido. Mida las temperaturas exactas de ambas soluciones, deje caer el ácido sobre la base, y mida la temperatura como en 2.1. c).



Tabla Nº 1: Condiciones de laboratorio

Presión 756 mmHg

Temperatura 20°C

Humedad Relativa 92%

Tabla Nº 2: Datos experimentales

Tabla 2.1. Capacidad calorífica del calorímetro


Volumen Agua heladaVolumen Agua helada

Tº Agua heladaTº Agua helada 5.2°C

Volumen de Agua fríaVolumen de Agua fría

Tº Agua fríaTº Agua fría 20.6 °C

Tº equilibrioTº equilibrio 13.5 °C


Tabla 2.2. Calor de Neutralización de Solución

Masa de Biftalato de PotasioMasa de Biftalato de Potasio 0.1967 g

Volumen consumido Volumen consumido en laen la

1era. titulación1era. titulación

5.5 mL

Normalidad corregida de Normalidad corregida de 0.175 N

Volumen consumido de Volumen consumido de 5 mL

Volumen consumido Volumen consumido en laen la

2da. titulación2da. titulación

19.9 mL

Normalidad corregida de Normalidad corregida de 0.697 N

Volumen de Volumen de 240 mL

Volumen de Volumen de 60 mL

Temperatura de Temperatura de 22.4 °C

Temperatura de Temperatura de 23.2 °C



Temperatura de equilibrioTemperatura de equilibrio 23.6 °C

Tabla Nº 3: Datos Teóricos

Tabla Nº 4: Resultados y Porcentajes de Errores

Tabla 4.1. Capacidad calorífica del calorímetro

RESULTADOS Experimental

Capacidad calorífica de calorímetro 175.35 cal/°C


Peso equivalente del biftalato de potasio

Calor específico del

Normalidad del

Normalidad del


Capacidad calorífica del todo el sistema 325.35 cal/°C

Tabla 4.2. Calor de Neutralización de Solución


RESULTADOS Experimental Porcentaje de error

Normalidad de 0.175 N 12.5 %

Normalidad de0.697 N 12.8 %

Temperatura promedio del acido y

base

22.8 °C ----

Numero de moles de acido o de base 0.042 mol ----

Calor de neutralización 6.19 kcal/mol 54.8 %


5.1 Determinación de las temperaturas en equilibrio

Grafique temperatura versus tiempo con los datos obtenidos en 4.1(c) y en 4.2(c) (ver graficas)

5.2 Capacidad calorífica del sistema

a) Agua fría (termo) con agua helada (pera) :

Hallando la capacidad calorífica del sistema, según la

fórmula:

Donde:

Temperatura del agua en equilibrio : 13.5 °C

Temperatura del agua fría : 20.6 °C

Temperatura del agua helada : 5.2 °C

Masa del agua helada : 150 g

Calor específico del agua : 1 cal/g.C

Capacidad calorífica

Reemplazando los datos, se tiene:



150g (1 cal/gC)(130.5 – 5.2) = C´ (20.6 – 13.5)

C’ = 175.35 cal/g.C

Hallando la capacidad calorífica de todo el sistema incluyendo al agua

helada estar dada por C:

Reemplazando los datos, se tiene:

C = 175.35 cal/g.C + 150g (1cal/g.C)

C = 325.35 cal/°C

5.3Calor de neutralización

a) Determinación de la concentración exacta de la solución básica

Para hallar la concentración de la base

Se gasto 5.5 mL de , en la titulación con 0.1967 de biftalato

Reemplazando los datos se tiene:



NNaOH = 0.175 N

La concentración exacta del acido esta hallada en la tabla anterior (Tabla de

neutralización)

b) Calculando los volúmenes de las soluciones de hidróxido y de acido

necesarios para producir la neutralización, tales que sumados den .

VNaOH + VHCl = 300 mL…………………………..(1)

…………………(2))

De la ecuación 2 y con los datos de normalidades resueltos anteriormente,

tenemos:

VHCl = 60.21 mL » 60 mL

VNaOH = 293.79 mL » 240 mL



Calor de Neutralización :

T1 = Promedio de las temperaturas del ácido y de la base= 22.8 ºC

T2 = Temperatura de equilibrio = 23.6 ºC

n = # de moles de ácido o de base que intervienen en la reacción

0.042mol

Luego:

Q = 6197.14 cal/mol

Q = 6.197 kcal/mol



Calculando el porcentaje de Error

a) Porcentaje de error respecto al calor de neutralización

b) Porcentaje de error respecto al HCl

c) Porcentaje de error respecto al NaOH


%E= ‖QN teórico−QN experimental

QN teórico‖ x100

%E= ‖N HClteórico−N HCl experimental

N HClteórico‖ x100

%E= ‖N NaOH teórico−N NaOH experimental

N NaOH teórico‖ x 100


En la parte de la práctica donde se tiene q hallar las normalidades corregidas del acido y la base se observa pequeñas diferencias con las teóricas esto debido a que al momento de la valoración el volumen hallado

se excedió de lo debido, y este exceso hizo que salieran los valores que damos como resultados.

Como hemos ya de saber, la cantidad de calor que se pierde en el sistema no es precisa, ya que intervienen diversos factores, como el termo, la temperatura ambiente, la temperatura de la pera y otros elementos.

En esta experiencia nos dimos cuenta de que cuando en una reacción la temperatura inicial de los reactantes es menor que la producida, la reacción es exotérmica; caso contrario, endotérmica.

Al trabajar con las normalidades de valores no correctamente medidos y tras largos procesos de ecuaciones, se tiene un valor final de Calor de neutralización con un porcentaje de error de 54.8 % Todo esto debido a una incorrecta titulación.Además este porcentaje de error se contrasto con la entalpia teórica más cercana a la temperatura de laboratorio.



CONCLUSIONES:

La variación de energía depende de diversas propiedades propias de las sustancias químicas, como el calor especificó.

El cambio de la cantidad de calor depende de diversos factores como la presión, temperatura y el volumen.

La energía o calor en las reacciones de neutralización casi siempre es exotérmica debido a la formación de agua en estos procesos químicos.

Todos los cambios de estado físico y las reacciones químicas están acompañados de una variación en la cantidad de energía interna.

RECOMENDACIONES:

Para llegar a un equilibrio térmico, y poder hallar la cantidad de calor ganado o perdido se debe aislar térmicamente.

Se debe tener cuidado en la manipulación de los reactivos como los ácidos y las base.

Se debe usar pipetas diferentes para tomar los reactivos y de esta manera evitar contaminarlos.

Tener bastante precisión en la titulación y valoración de las soluciones del acido clorhídrico e hidróxido de sodio, para obtener datos más exactos.



I. CUESTIONARIO

1. ¿Cuáles son las reglas que se deducen de la ley de Hess? Dar ejemplos.

De la ley de Hess se deducen:

∆H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.

La entalpia de una reacción viene dada por la diferencia de la entalpia de formación de sus productos menos la entalpia de formación de sus reactantes.

La entalpia de formación de un compuesto es igual a la entalpia de formación de los productos de su combustión menos la entalpia de combustión de dicho compuesto.

La entalpia de una reacción es también igual a la suma de las entalpias de combustión de los reaccionantes menos la suma de las entalpias de combustión de los productos

Ejemplo :

Dadas las reacciones:H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H1

0 = –241,8 kJ …………………………..(1)

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H20 = –285,8 kJ……………………………..(2)

se calcula la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

La reacción de vaporización es:

H2O(l) H2O(g) H03 = ? …………………………..(3)



(3) puede expresarse como (1) – (2),

H03=H0

1 - H02 = -241.8 kj - (-285.8 kj) =44kj

Luego dividimos H0entre en número de moles de agua vaporizados.

H0 vaporización (agua) =44 kJ / mol

2. Establezca la relación entre ∆H y ∆U para una reacción en fase gaseosa, y determine el ∆H y ∆U para la obtención del amoniaco.

Para el cálculo de ∆H y ∆U se tiene la siguiente relacion:

∆U=∆H- ∆nRT

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

0 0 -11 kcal/mol

∆Hº25ºC=

∆Hº25ºC=[2(-11)]-[0+3(0)]=-22kcal

∆nRT=[(1+3)-2)](1.9842)(298.15)=1.18kcal

∆U= -22kcal-1.18kcal=-23.18kcal



3. Indique el procedimiento a seguir para determinar el ∆H de una reacción a temperaturas diferentes de la estándar.

Emplearemos la siguiente ecuación:

∆HºT=∆Hº

0+

Se requiere hallar la entalpia a 298.15 k y determinar el .

Calculo del ∆Hº25ºC a partir de las entalpias de formación :

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

0 0 -11 kcal/mol

∆Hº25ºC=

∆Hº25ºC=[2(-11)]-[0+3(0)]=-22kcal/mol

Calculo del

CpNH3=6.2+0.125T cal/molK

CpN2=6.5 +0.125 T cal/molK

CpH2=6.9 +0.0002T cal/molK

np =2x(6.2+0.125T)

np =1x(6.5 +0.125 T)+3x(6.9 +0.0002T)



= -14.8 +0.014T

Integrando:

=-14.8T + 0.007T2

∆HºT=∆Hº

0-14.8T + 0.007T2

Hallamos ∆Hº0

-22000=∆Hº0-14.8(298.15) + 0.007(298.15)2

∆Hº0=-18210cal

Reemplazado obtenemos la entalpia a diferentes temperaturas

∆HºT=-18210-14.8T + 0.007T2



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