FISICOQUIMICA

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PRÁCTICA N°7: EVALUACIÓN CUALITATIVA Y
CUANTITATIVA DEL CALOR
I. INTRODUCCIÓN
La termodinámica se basa en el estudio, a nivel macroscópico, de las
transformaciones de la energía y cómo esta energía puede convertirse en trabajo
(movimiento). Estas transformaciones ocurren en los sistemas, elemento o
conjunto particular de elementos a estudiar, mientras que todo lo que no está
incluido en el sistema que hemos definido se llama alrededores. Hay tres tipos de
sistemas:
● Sistema Abierto: Intercambia materia y energía con su entorno.
● Sistema Cerrado: Solo puede intercambiar energía con sus alrededores.
● Sistema Aislado: No intercambia ni materia ni energía con su entorno.
La termodinámica se guía por tres leyes, en esta práctica profundizaremos en la
primera ley, vinculada con la conservación de la energía, para poder experimentar
un cambio en el sistema a tratar tenemos que conocer los diferentes métodos
para la evaluación cualitativa y cuantitativa del calor.
II. OBJETIVOS
● Determinar cualitativamente el calor desprendido o absorbido en una reacción
química.
● Evaluar la cantidad de calor desprendido en la reacción.
● Dar solución a los problemas relacionados a los cambios energéticos en las
reacciones químicas.
III. MATERIALES Y MÉTODOS
A. Experimento 1: Evaluación Cualitativa Del Calor
Materiales:
● Tubo de ensayo
● Termómetro
Solutos:
● Agua (H2O)
● Ácido sulfúrico (H2SO4)
● Cristales de Cloruro de amonio (NH4Cl)
Procedimiento:
Se colocan 5 mL de agua destilada a temperatura ambiente en un tubo de ensayo y
se procede a medir la temperatura y a anotar el valor. Posteriormente, se añade 1
mL de ácido sulfúrico concentrado y se vuelve a medir la temperatura y se registra
el valor obtenido.
En otro tubo de ensayo con 5 mL de agua destilada, tomar la temperatura inicial y
después añadir cristales de cloruro de amonio y volver a tomar la temperatura. En
ambos tubos se analizó si se dio una reacción endotérmica o exotérmica y anotar
observaciones.
B. Experimento 2: Evaluación cuantitativa del valor de disolución
Materiales:
● Bagueta
● Termómetro
● Matraz
● Balanza
Solutos
● Agua (H2O)
● Hidróxido de sodio (NaOH)
Procedimiento
En una balanza analítica, pesar un matraz limpio y seco y anotar el valor obtenido,
seguidamente añadir 200mL de agua destilada y medir la temperatura.
En una luna de reloj, pesar 2 g de NaOH y disolverlos en el agua con ayuda de una
bagueta. Registrar la temperatura obtenida y anotar observaciones.Las soluciones
estandarizadas de NaOH deben partir de una solución concentrada de NaOH al
50% p/p.
C. Experimento 3: Calor de una neutralización I
Materiales:
● Bagueta
● Termómetro
● Matraz
● Balanza
Solutos:
● Hidróxido de sodio (NaOH)
● Ácido Clorhídrico en agua (HCl)
Procedimiento
Pesar en una balanza analítica un matraz, anotar el valor, añadir 200 mL de HCl
0.25 M y registrar la temperatura con un termómetro.
Seguido de ello, pesar 2 g de NaOH en una luna de reloj y añadirlo al matraz y con
ayuda de una bagueta, agitar hasta registrar la temperatura máxima que alcance el
sistema.
D. Experimento 4: Calor de neutralización II
Materiales:
● Matraz
● Probeta
● Termómetro
● Bagueta
Solutos:
● Hidróxido de sodio en agua (NaOH)
● Ácido Clorhídrico en agua (HCl)
Procedimiento
Pesar en una balanza analítica un matraz, anotar el valor, añadir 100 mL de HCl 0.5
M y registrar la temperatura con un termómetro.
En una probeta, medir 100 mL de NaOH 0.5 M y registrar la temperatura.
Seguidamente, verter el NaOH en el matraz y con una bagueta agitar hasta que el
sistema se estabilice, registrar otra vez la temperatura y anotar observaciones.
IV. DISCUSIÓN
A. Experimento 1
Esta reacción es exotérmica y puede ser peligrosa ya que tiende a salpicar. Esta
reacción implica la hidratación de las moléculas de ácido sulfúrico para formar
H2SO4 H2O y H2SO4. 2H2O. La formación del enlace entre el ácido y el agua es la
principal causa de liberación de calor.
Cuando se disuelve cloruro de amonio, NH4Cl, se nota claramente cómo se enfría el
vaso en el que se ha disuelto e, incluso, condensan pequeñas gotas de agua en él.
Esta reacción es endotérmica.
B. Experimento 2
Se forma una disolución incolora, que consiste en hidróxido de sodio (soda cáustica)
e hidrógeno gas. Se trata de una reacción exotérmica ya que calienta. El sodio
metal se calienta y puede entrar en ignición y quemarse dando lugar a una
característica llama naranja.
C. Experimento 3
La reacción de neutralización del HCl y el NaOH es una reacción fuertemente
exotérmica. La forma de operar es sencilla, ya que se trata de medir el ascenso de
temperatura de una masa de agua provocado por el calor desprendido en la
reacción.
D. Experimento 4
Cuando se lleva a cabo una reacción de neutralización en un calorímetro mezclando
una disolución de un ácido con otra de una base, el calor liberado en la reacción de
neutralización es absorbido por el agua (que aumenta su temperatura) y por las
paredes del calorímetro.
V. CONCLUSIONES
● Mediante las distintas reacciones químicas revisadas en este informe hemos
podido clasificarlas cualitativamente en reacciones endotérmicas (absorben
calor) y exotérmicas (liberan calor).
● El calor de reacción, se debe conocer si la reacción es exotérmica o
endotérmica. Esto permitirá saber cuánta energía debemos suministrar o
cuánta energía liberará la reacción en cuestión. Si la reacción será espontánea
o no. Se puede calcular con: valores de Variación de la Entropía del Universo.
Si el valor es positivo sucederá espontáneamente la reacción; pero si es
negativo nos indicará que la reacción no ocurre espontáneamente. Valores de
la Energía libre de Gibbs. Si el valor es negativo la reacción es espontánea; si
el valor es positivo señalará que la reacción no ocurre de manera espontánea.
● Podemos también calcular a qué condición se volverá espontánea la reacción,
analizando si debemos aumentar o disminuir la temperatura de reacción, o
modificar las concentraciones de los reactantes y productos.
VI. ACTIVIDADES
Caso de Estudio
En un matraz se diluyen exactamente 5,61 g de KOH anhidro. La masa del matraz
es de 175,76 g y el volumen de agua que contiene 360 mL. La temperatura inicial es
24,5 °C y la final de 27,8 °C.
● Calcular el calor de solución.
VII. REFERENCIAS
● Atkins, P., & de Paula, J. (2008). Química Física (Octava ed.). Buenos Aires:
Médica Panamericana.
● Carrasco Venegas, L., & Castañeda Pérez, L. (2013). Química Experimental
Aplicaciones. Lima: Macro.
VIII. BIBLIOGRAFÍA
1. Practica experimental [Internet]. Eii.uva.es. 2018 [cited 1 December 2020]. Disponible en:
https://www.eii.uva.es/organica/practicas_17-18/P1_Termoquimica.pdf
2. 4. IES La Magdalena. Avilés. Asturias [Internet]. Fisquiweb.es. 2016 [cited 1 December
2020]. Available from: https://fisquiweb.es/Apuntes/Apuntes2Qui/EntalpiaNeutralizacion.pdf
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3. http://centros.edu.aytolacoruna.es/iesadormideras/departamentos/fq/sandrabr
/02calordisolucionnaoh.pdf
4. Determinación del calor de una solución. Centros.edu.ayto la coruña.es.
Disponible en:
http://centros.edu.aytolacoruna.es/iesadormideras/departamentos/fq/sandrabr
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5. http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/4quincena
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