Calor de Reaccion de Neutralizacion

5/14/2018 Calor de Reaccion de Neutralizacion - slidepdf.com

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CALOR DE REACCION DE NEUTRALIZACION

Sebastián Sandoval, [email protected], José Duvan Burgos, [email protected] del Valle, Facultad de Ciencias, Cali, Septiembre 17 de 2011

RESUMEN

El primer objetivo de la practica es determinar la capacidad calorífica de un calorímetro,para ello se toman 25 mL de NaOH 1.0 M en un vaso de 50 mL y en el calorímetro sevierten 25 mL de HCl 1.0 M, se toma la temperatura de cada uno por 5 minutos. Cuandose llega a los 5 minutos se vierte el NaOH en el calorímetro junto con el HCl y se empiezaa tomar la temperatura cada 10 segundos comenzando desde los 5 minutos y 30segundos, hasta llegar hasta 10 minutos. Pasado este tiempo se registra el pH. El

segundo objetivo de la practica es determinar el calor de una reacción, esta realiza con elmismo procedimiento descrito anteriormente pero se hará con las siguientes soluciones:a) 25.0 mL de H2SO4 y 25.0 mL de NaOH, b) 25.0 mL de H2SO4 y 50.0 mL de NaOH,

c) 25.0 mL de H2SO4 y 75.0 mL de NaOH, d) 25.0 mL de agua destilada y 25.0 mL de

NaOH y d) 25.0 mL de AcOH y 25.0 mL de NaOH, (todas las soluciones de H2SO4 y

NaOH tiene una concentración de 1.00 M).

Palabras claves: capacidad calorífica, acido, base, entalpia.

INTRODUCCION

La inmensa mayoría de los procesosquímicos transcurre con un intercambio

de energía entre el sistema que

reacciona y el medio. En gran parte de

los casos la energía se intercambia

únicamente en forma de calor y recibe el

nombre de termoquímica la rama de la

termodinámica que se ocupa

exclusivamente de la energía calorífica

asociada a un determinado cambio

químico.(5)

Desde el punto de vista del calor

intercambiado, las reacciones se

clasifican en exotérmicas yendotérmicas.

Al final de un proceso exotérmico la

entalpía del sistema disminuye (ΔH < 0).

Dado que la mayor parte de las

reacciones químicas se realizan en

recipientes abiertos y a la presiónconstante de una atmósfera, el calor de

reacción más usado es el calor de

reacción a presión constante Qp. Puede

demostrarse que si el sistema que

reacciona es cerrado (es decir, no

intercambia materia con el exterior) y

realiza o sufre a lo sumo un trabajo

macroscópico de expansión o

compresión por causa de la reacción (es

decir, en las condiciones habituales del

trabajo en el laboratorio), Qp coincide con

la variación de la funcióntermodinámica entalpía, ΔH, para la

reacción en cuestión. Teniendo en

cuenta que la entalpía es una función de

estado y que, por tanto, su incremento

sólo depende de los estados inicial y final

mailto:[email protected]







del sistema, es fácil ver que el calor que

interviene en un determinado proceso

químico será el mismo tanto si la

reacción se realiza en una sola etapa

como si lo hace en varias (Ley de Hess).

(6)

Las funciones de estado

termodinámicas asociadas a un

determinado proceso químico suelen

conocerse por el tipo de reacción; así se

habla de entalpías o de energías libres

de neutralización, combustión,

disolución, etc. Las variaciones de las

funciones termodinámicas de las

reacciones químicas dependen de las

condiciones de temperatura, presión yestado (gas, líquido ó sólido) de los

reactivos y productos.

OBJETIVOS

Objetivo general

• Aprender la importancia de la

entalpia en los procesos

isotérmicos.

Objetivos específicos

• Determinar la capacidad calorífica

de un calorímetro.

• Determinar la entalpia de una

reacción de neutralización.

RESULTADOS

Utilizando la metodología descrita en laguía de laboratorio se lograron obtener

los siguientes resultados:

DATOS OBTENIDOS

Para 25 mL HCl 1.00 M y 25 mL NaOH

1.0 M

Tiempo(segundos)

TemperaturaHCl

0 26

99 25.4

196 25.5

240 25.4

Tiempo(segundos)

TemperaturaNaOH

50 26

138 26

210 26

255 26

Tiempo(segundos)

temperaturamezcla

10 2920 29

30 29.3

40 29.1

50 29.4

60 29.3

70 29.4

80 29.490 29.3

100 29.3

110 29.3120 29.4

130 29.3140 29.3

150 29

160 29.1

170 29.1

180 29

190 29200 29

210 28.8220 29.9

230 29.5240 29.3

250 29.2

pH= 12



Para 25 mL H2S04 1.00 M y 25 mL

NaOH 1.00 M

Tiempo(Segundos)

Temperaturadel H2SO4

60 25.6

120 25.3

180 25.8

240 25.2300 25.2

Tiempo(Segundos)

Temperaturadel NaOH

60 26

120 26.6

180 26

240 25.9

300 25.9

Tiempo(Segundos)

Temperaturade mezcla

10 28

20 29.3

30 30.2

40 30.2

50 30.2

60 31

70 31.2

80 31

90 30.9

100 31.1

110 31

120 31

130 31.1

140 31.1

150 32

160 30.9

170 30.9

180 30.9

190 30.8

200 30.7

210 30.8

220 30.5

230 30.6

240 30.2

250 30.2

260 30.2

pH=0

Para 25 mL H2S04 1.00 M y 50 mL

NaOH 1.0 M

Tiempo(segundos)

Temperatura

H2S04

0 25.7

10 25.4

68 25.3

135 25.2

210 25.1

Tiempo(segundos)

TemperaturaNaOH

0 25.9

38 25.9

105 25.8

160 25.8

239 25.6

Tiempo(segundos) temperaturamezcla10 33.2

20 33.7

30 34.3

40 34.5

50 34.3

60 34.3



70 34.4

80 34.4

90 34.3

100 34.3

110 34

120 34.2

130 34.2

140 34.1

150 34.1

160 34.1

170 34

180 34

190 34

200 33.9

210 33.9

220 33.9230 33.8

240 33.7

250 33.7

260 33.7

270 33.6

280 33.6

pH= 8

Para 25 mL H2S04 1.00 M y 75 mLNaOH 1.0 M

Tiempo(Segundos)

Temperaturadel H2SO4

60 25.3

120 25.7

180 25.6

240 25.5

Tiempo(Segundos)

Temperaturadel NaOH

60 26.5

120 26.2

180 26.2

240 26.2

Tiempo(Segundos)

Temperaturade mezcla

10 33.3

20 33.3

30 33.3

40 33.350 33.3

60 33.3

70 33.2

80 33.3

90 33.2

100 33.3

110 32.9

120 32.9

130 32.8

140 32150 32.9

160 32.8

170 32.6

180 32.5

190 32.8

200 32.8

210 32.8

220 32.7

230 32.7

240 33.7250 33.7

pH=14

Para 25 mL H20 y 25 mL NaOH 1.0 M

Tiempo(segundos)

TemperaturaH20

60 26.7

120 26

180 26

240 25.8

300 26.3

Tiempo(segundos)

TemperaturaNaOH

60 26.7



120 26.6

180 26.6

240 26.5

300 26.6

Tiempo(Segundos)

TemperaturaMezcla

10 26.5

20 26.3

30 26.3

40 26.3

50 26.3

60 26.2

70 26.2

80 26.2

90 26.2

100 26.2

110 26.2

120 26.1

130 26.1

140 26.1

150 26.2

160 26.2

170 26.2

180 26.1

190 26

200 26

210 26

220 26.1

230 26.1

240 26.1

250 26.1

260 26.1

270 26.1

280 26.1

pH= 14

Para 25 mL de AcOH y 25NaOH 1.00 M

y 25 mL NaOH 1.0 M

Tiempo(segundos)

TemperaturaAcOH

60 27

120 25.9

180 26

240 25.9

300 26.2

Tiempo(segundos)

TemperaturaNaOH

60 26.3

120 26.1

180 26.2

240 26.1

300 26.1

Tiempo(Segundos)

TemperaturaMezcla

10 26.7

20 27.3

30 28

40 28.5

50 29

60 29.2

70 29.3

80 29.3

90 29.2100 29.1

110 28.9

120 28.8

130 29.9

140 29

150 29

160 29

170 29.1

180 29.1

190 29.1200 29.3

210 29.3

220 29.3

230 29.2

240 29.1

250 29.2

260 29.2































270 29.3

pH=14

CAPACIDAD CALORIFICA

DETERMINACION DEL ∆T

Para determinar el cambio de T de las

reacciones, primero fue necesario

realizar la graficas de cada una de las

reacciones con ayuda de la herramienta

Excel ya realizadas las graficas, se

insertaron líneas de tendencias en el

grafico las cuales arrojan las ecuaciones

de las rectas que permiten determinar losvalores de t1 (promedio de las

ecuaciones de HCl y NaOH) y t2 (valor

de la ecuación arrojada de la mezcla) y

así hallar ∆T de las reacciones





La tabla 1 resume los valores de t1, t2, ∆T, y tipo de procesos que presentan cada una de

las reacciones.

REACCION T1 T2 ∆T PROCESO

NAOH Y HCL25ml.25 ml

25.65 29.238 3.6 Exotérmico

NAOH Y H2SO425ml.25ml

25.59 30.96 5.37 Exotermico

NAOH Y H2SO450ml,25ml

25.34 33.76 8.42 Exotermico

NAOH Y H2SO475ml,25ml

25.87 32.83 6.96 Exotermico

NAOH Y AGUA

DESTILADA

25ml.25ml

26.24 26.035 -

0.20

5

Endotérmic

o

NAOH Y AcOH25ml,25mL

25.97 29.6 3.63 Exotérmico

Tabla1. t1, t2, ∆T y tipos de procesos que presentan.

Seguido a esto se procedió a calcular la

capacidad calorífica del calorímetro

utilizando como base las reacción de 25

mL HCl 1.00 M y 25 mL NaOH 1.0 M se

habla de varias reacciones ya que por

falta de tiempo en el laboratorio fue

necesario utilizar los datos obtenidos por

los otros grupos para esta misma

reacción y debido a que la capacidad

calorífica de los calorímetros varia de

uno al otro se calcularon los valores de

Cc de acuerdo al calorímetro utilizado.



Con ayuda de la ecuación 1 se procedió

al cálculo:

- Qr=Cc x T2-T1 + C sln x Msln X T2-T1

(ecuacion 1)

En donde

Q=calor de reacción

Cc=capacidad calorífica del calorímetro a

presión constante

Csln= calor especifico de la solución

msln= masa de solución

Para averiguar la capacidad calorífica del

calorímetro, se utilizo una reacción dedelta de H conocida, este valor, así

calculado, se utilizo para calcular el valor

de delta de H de otras reacciones

realizadas con el mismo calorímetro.(1)

CALCULOS

CAPACIDAD CALORIFICA DELCALORIMETRO UTILIZADO PARALAS REACCIONES A) 25 mL

H2S04 1.00 M y 25 mL NaOH 1.0 My C) 25 mL H2S04 1.00 M y 75 mLNaOH 1.0 M

25 mL de HCl y 25 mL de NaOH

∆T = 3.81 K

-qt= ∆H =-1430 J

n HCl= 0.025 mol

m sln= 50 g

Reemplazando estos valores en la

ecuación 1.1

- (1430) =Cc x 3.81k + 4.184 J/g K X 50 g

X 3.81K

Despejamos Cc y se obtiene que:

Cc= 1430-797.052/3.81

Cc=1.67 *102J/k

CAPACIDAD CALORIFICA DEL

CALORIMETRO UTILIZADO PARALA REACCION B) 25 mL H2S04 1.00M y 50 mL NaOH 1.0 M


∆T = 3.6K

-qt= ∆H =-1430 J

n HCl= 0.025 mol

m sln= 50 g

Reemplazando estos valores en laecuación 1.1.

- (1430) =Cc x 3.6k + 4.184 J/g K X 50 g

X 3.6K


Cc= 1430-753.12/3.6

Cc=1.89*102J/k

CAPACIDAD CALORIFICA DELCALORIMETRO UTILIZADO PARALAS REACCIONES D) 25 mL H20y 25 mL NaOH 1.0 M y E) 25 mL deAcOH y 25NaOH 1.00 M y 25 mLNaOH 1.0 M


∆T = 3K

-qt= ∆H =-1430 Jn HCl= 0.025 mol

m sln= 50 g


ecuación 1



- (1430) =Cc x 3k + 4.184 J/g K X 50 g X

3K


Cc= 1430-627.6/3

Cc=2.67*102J/k

Ya con los valores de Cc

correspondientes a cada calorímetro se

procedió a calcular el calor de reacción

para cada una de las reacciones

CALOR DE REACCION PARA A) 25mL H2S04 1.00 M y 25 mL NaOH1.0M

∆T = 5.37K

Cc =167 J/K

n moles= 50 moles

m sln= 50 g


ecuación 1.1

-q= 167J/K x 5.37K + 4.184 J/g K X 50 g

X 5.37K

-q= 896.8 + 1123.40

-q= 2020,20 J* 1KJ/1000J

-q= 2.02KJ/50 moles

-q= 0.04 KJ/moles

CALOR DE REACCION PARA B) 25mL H2S04 1.00 M y 50 mL NaOH 1.0M

∆T = 8.42K

Cc =189J/K

n moles= 25 mol

m sln= 75 g


ecuación 1.1

-q= 189J/K x 8.42K + 4.184 J/g K X 75 g

X 8.42K

-q= 1591.4+ 2642.2

-q= 4233.6J* 1KJ/1000J

-q= 4.23KJ/25 moles

-q= 0.17 KJ/moles

CALOR DE REACCION PARA C) 25

mL H2S04 1.00 M y 75 mL NaOH 1.0M

∆T = 6.96K

Cc =167J/K

n moles= 25mol

m sln= 100 g


ecuación 1.1

-q= 167J/K x 6.96K + 4.184 J/g K X 100 g

X 6.96K

-q= 1162.32+2912.06

-q= 4074.38J* 1KJ/1000J

-q= 4.07KJ/25 moles

-q= 0.163 KJ/moles

CALOR DE REACCION PARA D) 25mL H20 y 25 mL NaOH 1.0 M

∆T = -0.205K

Cc =267J/K

n moles= 50mol

m sln= 50 g


ecuación 1.1

-q= 267J/K x -0.205K + 4.184 J/g K X

100 g X -0.205K

-q= -54.735-42.89

-q= -97.71J* 1KJ/1000J

-q= -0.098KJ/50 moles

-q= -0.00196 KJ/moles

CALOR DE REACCION PARA E) 25mL de AcOH y 25NaOH 1.00 M y 25mL NaOH 1.0 M

∆T = 3.63K

Cc =267J/K



n moles= 50mol

m sln= 50 g


ecuación 1.1

-q= 267J/K x 3.63K + 4.184 J/g K X 50 g

X 3.63K

-q= 969.21+759.40

-q= 1728.61J* 1KJ/1000J

-q= 1.73KJ/50 moles

-q= 0.034KJ/moles

DISCUSIÓN

Todas las reacciones químicas están

acompañadas ya sea por una

absorción o una liberación de energía

manifestada en forma de calor

(elergonomista )” el cambio de

temperatura que experimenta cada

una de las reacciones nos indican

que ha ocurrido un cambio de energía

o lo que comúnmente llamamos

entalpia y es esto lo que nos indica

que cuando se libera calor la reacción

es exotérmica o cuando se absorbecalor la reacción es endotérmica.(3)

En una reacción exotérmica a presión

constante, la variación de entalpía del

sistema es igual a la energía liberada en la

reacción, incluyendo la energía conservada

por el sistema y la que se pierde a través

de la expansión contra el entorno. (4)

Los cambios de calor de los procesosfísicos y químicos se miden con un

calorímetro, el estudio de la

calorimetría, la medición de los

cambios de calor, depende de la

comprensión de el calor especifico(es

la cantidad de calor necesario para

elevar un grado Celsius ka

temperatura de un gramo de la

sustancia) y la capacidad calorífica

(que es la cantidad de calor que se

necesita para elevar un grado Celsius

la temperatura de una determinada

cantidad de la sustancia ). (2)

Sabiendo entonces que el calorímetro es

un instrumento que nos permite determinar

el cambio de temperatura que sufre un

sistema cuando se realiza una

transferencia de calor de un cuerpo de

mayor temperatura a un cuerpo de menor

temperatura , tiene razón de ser el calcular

la capacidad calorífica de cada calorímetro

en esta practica ya que nos indica la

cantidad de calor que este recibe de la

reacción que ocurre dentro de el y dicho

valor varia de acuerdo al calorímetro que se

utlizo.

Una reacción de neutralización esuna reacción entre un acido y unabase, generalmente, en las

reacciones acuosas acido-base seforman agua y una sal que es uncompuesto ionico formado por uncatión distinto del H+ y un anion delOH- u O2-.(2)En el experiemento se observo que

para la gran mayoría de los caso el

tipo de procesos que predomino fue

la reacción exotérmica ya que cuando

se lleva a cabo una reacción de

neutralización entre una base y unacido se desprende una cantidad de calor

producida por el rompimiento de los

enlaces y la formación de nuevos

productos a continuación se muestran

algunas reacciones y comportamientos

esperados para dichas reacciones.

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_exot%C3%A9rmica


http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_exot%C3%A9rmica



H2SO4+ NaOH ----------- NaSO4 + H2O

AcOH + NaOH----------------NaOH +AcO

para el caso del agua cuando se mezcló

con el NaOH se obtuvo una reacciónendotérmica (que absorbe calor)

H2O+ NaOH ------------- NaO +H20

Aunque teóricamente seria una reacción

exotérmica ya que ay un rompimiento de

enlaces , se pueden haber obtenido estos

resultados debido a alteraciones

generadas por errores tales como:

• Debido a que el termómetro no

alcanzaba a tocar la mezcla en el

calorímetro fue necesario

destaparlo y mirar la temperatura lo

que podria haber dado datos

erróneos .

• En la medición de las temperaturas

de cada reacción se sacaba el

termómetro dejando este a la

disposición del ambiento lo que

puedo generar un cambio en la

entalpia.

Comúnmente cuando en una

reacción de neutralización se inicia

con iguales cantidades molares del

ácido-base, al final de la reacción

únicamente se tendría una sal y no

habría acido o base remanentes. (2)

En el caso del experimento el PH

resultante de las diferentes reacciones

muestran que para que ocurra una

neutralización del acido fuerte e H2SO4 se

debe duplicar la cantidad de base NaOH

para poder neutralizar la mezcla esto se

puede concluir al mirar los resultados

obtenidos para la reacción A) (25 ml de

H2SO4 y 25 mL de NaOH) en donde se

obtuvo un PH de 0 (acido) lo que indica que

el H2S04 por tener 2H tiene mayor

presencia en la reaccion .B) (25 ml de

H2SO4 y 50 mL de NaOH) en donde se

obtuvo un PH de 8 lo que indica que la

cantidad de NaOH duplico la cantidad de

H2S04 y permitio una reacción casi

neutra .C) (25 ml de H2SO4 y 75 mL de

NaOH) en donde se obtuvo un PH de

14( basico) la cantidad de NaOH triplico la

cantidad de H2SO4 y permitio la

neutralizacion de los 2H y quedo lapresencia de OH- que favorece un medio

básico .D) (25 ml de H2SO y 25 mL de

NaOH) en donde se obtuvo un PH de

14( basico) es generado por el

equilibrio que el agua genera al

aportar un H+ al aportarlo igual va

quedar remanente un OH- lo que

favorece el emdio básico E) (25 ml de

AcOH y 25 mL de NaOH) en donde se

obtuvo un PH de 14( basico) la cantidad deOH- aportado por NaOH sobrepaso la

cantidad de H+ de AcOH que es un acido

débil si lo comparamos con el NaOH que

es una base fuerte por tanto va a prevalecer

el medio basico .

no se pudo analizar los resultados respecto

a los calores de reacción para cada una de

las sustancias utlizadas en el experimento y

compararlos con los valores teóricos o de laliteratura de calor de reacción (KJ / moles)

ya que no fue posible encontrarlos y de esta

manera comprobar la efectividad y buena

realización de los experimentos, aunque se

puede deducir que los resultados son poco

confiables debido a que las condiciones de



tiempo no permitieron llevar todas las

indicaciones y cuidados que esta practica

requería, lo que se puede decir sobre esto

es que según los resultados de los datos

recolectados de calor de reacción para

cada una de los experimentos hechos se

puede concluir que la reacción que mas

energía cedió al medio fue la de B) 25 mL

H2S04 1.00 M y 50 mL NaOH 1.0 M

PH de 8 (básica casi neutra ), lo que

permite concluir que para que una reacción

de neutralización ocurra completamente es

decir que no queden acidos o bases

remanentes al finalizar la reacción, se

necesita mayor energía que en cualquier otra reacción de este tipo y mas aun

cuando en dicha neutralización se usan

acidos y bases fuertes en distintas

cantidades,

PREGUNTAS

1. Elabore las graficas de temperaturacomo función del tiempo para cada uno

de los procesos estudiado

En los resultados específicamente en la

parte de determinación del ∆T ya están

realizadas

2. Elabore una tabla con los resultadosobtenidos, indicando los valores det1,t2, ∆T, y el tipo de proceso


parte de determinación del ∆T ya está

realizada.

3. Calcule la capacidad calorífica de sucalorímetro


parte de cálculos ya están realizadas.

4.¿Tiene que ver el tipo de acidoutilizado con el calor molar deneutralizacion?

El tipo de acido no influye de manera

importante en el calor molar deneutralización de lo que depende dicho

calor principalmente es de la concentración

de la base y el acido como también de las

cantidades utilzadas.(2)

5 Explique en que forma afectan el valor de ∆H, los siguientes erroresexperimentales:

a) Cuando se transfiere el termómetrosin lavar, de la solución del acido a labase

Cuando se transfiere el termómetro, sinlavar, de la solución del acido a la base seve afectado el valor de ΔH ya quela base posee un ΔH diferente al ΔH dela base lo que genera datos de ΔHerróneas.

b) el recipiente del calorímetro estabahúmedo cuando se transfirió el acido

cuando el recipiente del calorímetro estahúmedo el ΔH se ve disminuido ya quela humedad del vaso dismuye elcalor real del acido.

c) El tiempo que se tardo en mezclar elacido y la base fue en su totalidad 4 min

.Al no realizarse la mezcla en este tiempolas soluciones puede intercambiar energía con los alrededores, es decir suenergía interna puede disminuir oaumentar, afectando el ΔH de losreactivos y por ende de los productos.



d) La solución reaccionante no fueagitada antes de tomar las lecturas detemperaturas

la agitación permite la homogenización de

la solución por tanto si no se agita los

valores de temperatura puede diferir a

medida que se introduce a fondo el

temometro, es decir encima tendra una

temperatura y en el fondo otra dando de

esta manera datos impreciso del valor de

temperatura y por tan de ΔH

CONCLUSIONES

• 1. El calor de neutralización

de un sistema ácido débil-base

fuerte depende de la

naturaleza del ácido y de la

base así como de la

temperatura y de la

concentración.

• 2. La reacción deneutralización de un ácido con

una base es una reacción

exotérmica.

Bibliografía

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de química.2011

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Calor de Reaccion de Neutralizacion

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