qreac. + qsln.= 0 qreac. = -qsln.

Transcripción

1 PRÁCTICA Nº 4 TERMODINÁMICA OBJETIVOS Determinar la variación de entalpía de una reacción de oxido reducción. Identificar los procesos endotérmicos y exotérmicos, mediante análisis cualitativo. I.ASPECTOS TEÓRICOS En general las reacciones químicas vienen acompañadas por un cambio de energía, que se manifiesta como absorción o liberación de calor y se conoce como calor de reacción. El calor de reacción se determina midiendo la máxima temperatura que se alcanza en un calorímetro al mezclar los reactivos, suponiendo despreciables los intercambios energéticos entre el calorímetro y el exterior, la variación de temperatura que se produce dentro del calorímetro se debe al calor intercambiado por la reacción, por lo que la suma de los cambios de energía calorífica dentro del sistema debe ser igual a cero. o lo que es lo mismo q es el calor y se determina por la expresión qreac. + qsln.= 0 qreac. = -qsln. q= mce T m = masa (g), ce = calor especifico (J/gºC) y T = variación de temperatura ºC Como la reacción se lleva a cabo a presión constante, el calor absorbido o cedido, será la variación de entalpía de la reacción, Hreac. El calor específico es una propiedad intensiva de la materia, por lo que es representativo de cada materia, y se determina experimentalmente aplicando el método de las mezclas. Si se miden las masas de los cuerpos que intervienen y las temperaturas T 1, T 2, y la de equilibrio Teq., conocido uno de los calores específicos puede determinarse el otro. Al igual que en un cambio de fase o en una reacción química, en los procesos de disolución de un soluto y un solvente también se producen cambios de calor que pueden medirse. El calor de disolución o entalpía de disolución, H disolución, es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto de disuelve en cierta cantidad de solvente. La cantidad de H disolución representa la

2 diferencia entre la entalpía de la solución final y la entalpía de los componentes originales antes de mezclarse. Al igual que en otro cambio de entalpía, H disolución es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos. Cuando se le adiciona más solvente a una solución, para disminuir la concentración del soluto, también se libera o absorbe calor. El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución. Cuando un proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor) y a dicha solución se le diluye, posteriormente la misma solución absorbe más calor de los alrededores. Caso contrario es cuando un proceso de disolución es exotérmico, pues al adicionar solvente, liberará más calor a los alrededores. II. PARTE EXPERIMENTAL Materiales y Equipos Pipetas aforadas de 20 y 50 ml Calorímetro Termómetro Espátula Porta muestra Vaso de precipitado de ml Tubos de ensayo Gotero Balanza analítica Plancha de calentamiento Reactivos Sulfato Cúprico 0.5 mol/l(cuso 4 ) Ácido sulfúrico concentrado (H 2 SO 4 ) Zinc granulado (Zn) Nitrato de amoniosólido (NH 4 NO 3 ) ACTIVIDAD N 1. Calor de reacción. Reacción de oxido reducción. Procedimiento: 1. Mida con una pipeta aforada 20 ml de solución de CuSO mol/l y viértalo en un calorímetro que debe estar limpio y seco. 2. Tape el calorímetro y déjelo reposar con la solución. Mida la temperatura cada minuto durante tres minutos. 3. Pese gramos de Zn y agréguelo al calorímetro. Tápelo y mida la temperatura. 4. Agite suavemente el calorímetro con movimientos circulares. 5. Tome lecturas de la temperatura cada minuto durante 15 minutos. Organice los datos en una tabla. 6. Represente gráficamente las temperaturas obtenidas frente al tiempo. Tome en cuenta, los tres minutos en el que midió la temperatura de la solución de CuSO 4 sola.

3 7. Extrapole el tramo recto inicial, correspondiente a los tres minutos anteriores al mezclado, a tiempo cero para obtener la temperatura inicial (esto es para asegurarse que la temperatura de CuSO 4 sea constante). 8. Utilice una línea de ajuste óptimo y extrapole la zona de enfriamiento de la curva, a tiempo cero para obtener la temperatura final. 9. Determine el calor de reacción, tomando en cuenta el balance de calor. Asuma que la densidad y el calor específico de la solución que contiene el calorímetro son iguales a las del agua. 10. Determine los moles de sulfato cúprico que reaccionan y calcule la entalpía de la reacción en kj/mol. CuSO 4(ac) + Zn (s) Cu (s) + ZnSO 4(ac) ACTIVIDAD Nº 2. Calor de Disolución y Dilución. Procedimiento: 1.- Coloque, en un tubo de ensayo, una pequeña cantidad de agua destilada. 2.-Adicione 10 gotas de ácido sulfúrico concentrado, H 2 SO 4, (en la campana de extracción) y agite. 3.- Toque las paredes del tubo de ensayo. 4.- Anote las observaciones y conclusiones. 5.- Repita todos los pasos anteriores, (1 a 4) utilizando una pequeña cantidad de nitrato de amonio, NH 4 NO 3 sólido. III. INVESTIGUE 1. Qué es calor de reacción? 2. Qué es calor de formación? 3. Por qué existen reacciones que absorben y otras que desprenden calor? 4. Todas las sustancias desprenden calor al disolverse? 5. Si en la determinación del calor de reacción se tuviera en cuenta el equivalente en agua del calorímetro, cómo afectaría al resultado final? 6. Qué se puede decir respecto a la relación entre espontaneidad y carácter exotérmico de los procesos químicos? 7. Qué importancia tiene el calor de disolución de una sustancia (explique)?. 8. Cómo varia la temperatura de un sistema en un proceso exotérmico y cómo en un endotérmico? 9. Qué representa el cambio de entalpia asociado con una reacción y qué con una disolución?

4 UNIVERSIDAD DEL ZULIA FACULTAD DE INGENIERIA CILO BASICO DEPARTAMENTO DE QUIMICA LABORATORIO DE QUIMICA II NOMBRE FECHA REPORTE DE LA PRÁCTICA Nº 5. TERMODINÁMICA ACTIVIDAD N 1. Calor de reacción. CuSO 4 (ac) + Zn (s) Cu (s) + ZnSO 4 (ac) a) Cantidad de solución de CuSO mol/l medida. b) Variación de la temperatura con el tiempo. t(min) T(ºC) c) Gramos de Zn pesados d) Variación de la temperatura con el tiempo, después de agregar el Zn t(min) T(ºC) e) Representación gráfica de las temperaturas obtenidas frente al tiempo.

5 f) Temperatura inicial g) Temperatura final h) Calor de reacción i) Entalpía de la reacción en kj/mol. ACTIVIDAD Nº3. Calor de Disolución y Dilución. a) Cambios observados al agregar el ácido sulfúrico concentrado al agua b) Cambios observados al agregar el nitrato de amonio al agua ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS CONCLUSIONES