UNIVERSIDAD “DR. JOSÉ MATÍAS DELGADO”FACULTAD DE AGRICULTURA E INVESTIGACIÓN AGRÍCOLA

“JULIA HILL DE O´SULLIVAN”

PRACTICA 1 DE LABORATORIO

TEMA: CALOR DE REACCIÓN

QUÍMICA GENERAL 2

CATEDRÁTICA: LIC. GEORGINA DE REYES

INTEGRANTES CARNE

GABRIELA PAOLA MARROQUIN DE LA O 201402686

RAQUEL MEJIA FUENTES 201303019

CHRISTIAN JAVIER MARTINREZ MEJIA 201401654

MARTES 01 DE SEPTIEMBRE DE 2015

INTRODUCCIÓN

La calorimetría es la ciencia de medir el calor de las reacciones químicas o de los

cambios Joule físicos. El instrumento utilizado en calorimetría se denomina

calorímetro.

CALOR

Es la Energía Térmica que se transfiere de un objeto a otro cuando entran en

contacto mutuo, debido a una diferencia de temperaturas entre ellos.

La dirección de la transferencia de la Energía Térmica es siempre desde la

sustancia de mayor temperatura hacia la de menor temperatura (o sea desde la

más caliente a la más fría).

Cuando fluye calor entre dos objetos o sustancias que se encuentran unidas; se

dice que están en CONTACTO TÉRMICO como es el caso con las sustancias que

utilizamos en el proceso experimental seguido en este laboratorio.

En la práctica de laboratorio realizada tuvimos la oportunidad de conocer el uso

del calorímetro el cual nos ayuda a medir la cantidad de calor generado o

absorbido por diversas reacciones químicas, la construcción del calorímetro fue

sencilla ya que solamente necesitamos una caja de madera de tamaño justo para

que un beaker de 200ml quepa y forramos la misma caja con durapax. Esto con el

fin de aislar el calor dentro del calorímetro. En la tapa superior del mismo pudimos

introducir un termómetro para tomar las mediciones de temperatura y a partir de

allí medir los calores de reacción y las entalpias de las tres diferentes reacciones

que estudiamos.

OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Observar y comprender el funcionamiento de un calorímetro.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Comprobar la ley de Hess. Reconocer que el calor de reacción es igual a la suma de los calores de formación de los componentes individuales de la reacción.

Observar que las reacciones químicas suelen ir acompañadas de absorción o desprendimiento de calor.

Determinar la cantidad de calor de combustión en volumen constante de sustancias sólidas y liquidas aplicando el método calorimétrico.

PROCEDIMIENTOS

Reacción (A)

1. Pesar un erlenmeyer de 125ml limpio y seco con aproximación de 0.5 gr anote el peso R/ 59.8gr

2. Colocar 50 ml agua destilada en el erlenmeyer. Agitar e introducir en el fresco un termómetro hasta que la temperatura se mantenga constante. Anotar temperatura con aproximación de 0.2°C. Manténgase el termómetro en el frasco.La temperatura del agua fue 26°C

3. Pesa 1-5 Gr. de NaOH en perlas ( Aprox. 9 perlas) anote este peso y colocarlas en el erlenmeyer con agua. Agitar cuidadosamente manteniendo el termómetro dentro del frasco anotar la nueva temperatura. R/ La nueva temperatura fue de 38°C esto quiere decir que al aplicar movimiento al calorímetro, se produjo cierto calor, por lo cual cambio de temperatura.

Reacción (B)

1Ml de solución HCl y NaOH pesa 1 gr. colocar 25ml de HCl 0.5 introducir el termómetro y agitar hasta temperatura constante. Anotarla y mantenga el termómetro en el frasco, añadir 25 ml de NaOH R/ 36°C fue la temperatura constante de la soluciones.

Reacción (C)

Siga los mismos pasos para la reacción A con excepción del paso 2 en cual sustituirá los 50ml de agua por 50ml de HCl 0.25 M R/ la temperatura de este fue 29°C.Y comparando con el otro grupo podemos notar que las temperatura varían ya que una absorbe más calor que la otra podemos decir que en su mayoría fueron endotérmicas.

OBSERVACIONES

1. Al ver la entalpía de las diferentes reacciones pudimos observar que la mayoría de reacciones estudiadas son endotérmicas.

2. Los resultados de las lecturas de temperatura indicadas en el presente reporte tienen cierto margen de error, tomando en consideración que el calorímetro utilizado para dicha práctica fue elaborado en casa y no es posible afirmar que el mismo retiene el cien por ciento del calor en su interior.

3. Con el fin de asegurarnos de que nuestros resultados estuvieran dentro del rango aceptable, se nos solicitó compararlos con los resultados de otro grupo. Al hacer estas comparaciones fue posible confirmar que eran similares por lo que pusimos promediar los resultados y trabajamos los cálculos con el promedio de ambos resultados.

RESULTADOS

Reacción(A)

1. Peso del Erlenmeyer: 59.8 gr.

2. Temperatura del agua: 26°C

3. Temperatura de la reacción: 38°C

Reacción (B)

1. Temperatura solución: 36 °C

Reacción (C)1. Temperatura HCl: 26°C2. Peso NaOH: 1.5g3. Temperatura solución: 36°C.

CONCLUSIÓNES

1. Las reacciones (A), (B), Y (C) son exotérmicas, esto se puede ver en las entalpias que son valores positivos.

2. El calorímetro es un instrumento que ayuda a medir las cantidades de calor absorbidas o generadas para tener diferentes reacciones dentro del mismo.

3. La cantidad de calor absorbido en el sistema puede calcularse a partir de: Qsistema = Qreacción + Qcal.

4. La cantidad de calor absorbido por las diferentes soluciones pueden ser calculadas a partir de Q=mc(T2 – T1), donde C es el número de calorías necesarias para modificar 1*C la temperatura del agua o del vidrio en el caso de esta práctica.

5. Pudimos confirmar la ley de Hess, ya que medimos los calores de formación de forma separada y al final pudimos llegar al calor final en dos diferentes pasos.

EVALUACION

Reacción A Reacción B Reacción C

1. Cambio de temperatura 12°C 8°C 3°C

2. La cantidad de calor absorbido por la sol. Final

1.274 kJ 3.138 kJ 5.096 kJ

3. La cantidad de calor absorbida por el beaker

1.494 kJ 3.735 kJ 5.976 kJ

4. Cantidad total de calor absorbido 2.843 kJ 6.873 kJ 11.072 kJ

5. El numero de moles de NaOH 0.0375 mol 0.025 mol 0.0375 mol

6. La cantidad total de calor desarrollado por mol de NaOH

33.97 kJ/mol

125.51 kJ/mol 135.88 kJ/mol

7. Exprese sus resultados como calores de reacción.

∆ H ° =1.274 kJ

∆ H °=3.138 kJ ∆ H °=5.096 kJ

TAREA DE INVESTIGACION

1) Escriba las ecuaciones iónicas netas para las reacciones “A” “B” “C”. Observe las tres reacciones y compare sus H. ¿Es posible aplicar alguna ley explicada en termoquímica? Explique

Reacción A:

NaOH(s) + H2O(l) →Na (ac) + OH(ac) (1 caloría) ; H°= 33.97 kJ/mol

Reacción B:

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) (2 calorías); H°= 125.51 kJ/mol

Reacción C:

HCl(ac) + NaOH(s) → NaCl(ac) + H2O(l) (3 calorías); H°= 135.88 kJ/mol

Comparando las entalpías de las reacciones se puede observar que a mayor cantidad de calorías, es mayor la temperatura que se ha obtenido, pero analizando que el producto de la reacción B y C, a pesar de tener distintos reactivos, es el mismo, se obtiene una variación de temperatura con poca diferencia como lo son 36°C y 29°C.

Por lo que se aplica la siguiente ley de la termoquímica en las reacciones B y C:

SEGUNDA LEY DE TERMOQUÍMICA O LEY DE HESS:

Hess en 1840 enunció una ley fundamental de la termoquímica, según la cual: la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, partiendo de un estado inicial y llegando a otro final es siempre la misma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases. La experiencia ha demostrado que el calor de formación de un compuesto a partir de sus elementos no depende del método empleado, lo mismo que sucede con la tonalidad térmica de una reacción respecto al tiempo invertido.

Como se puede mostrar en la tabla anterior la cantidad de calor de formación es prácticamente la misma para la reacción B y C, independientemente de los métodos que se hayan empleado para llegar al mismo compuesto.

2) Suponga que en la reacción “A” se empleo el doble de peso de NAOH(s), cuál sería el número de calorías generado.

Si al utilizar 1.5 gr de NaOH(s) se genero una caloría, al doblar el peso es decir utilizar 3 gramos se generara 2 calorías.

BIBLIOGRAFÍA

Así se investiga Pasos para hacer una investigación, Eladio Zacarías Ortez, Editorial Clásicos Roxsil, Segunda edición, 2001.

Metodología de la investigación, Roberto Hernández Sampieri, Carlos Fernández Collado, Pilar Baptista, Lucio. Cuarta edición, McGraw Hill.

QUIMICA, CHANG, McGraw Hill, Décima Edicion, México 2013.

http://www.100ciaquimica.net/temas/tema5/punto4.htm

http://www.quimitube.com/videos/termodinamica-calculo-de-la-entalpia-de-reaccion-a-partir-de-las-entalpias-de-enlace

https://sites.google.com/a/colegiocisneros.edu.co/fisica10y11/home/termodinamica/calorimetria