jueves, 2 de abril de 2015

Determinación del calor de reacción de una reacción ácido-base - Ley de Hess

OBJETIVOS

·         Determinar el calor de reacción a partir de calores de formación.
·         Determinar el calor de reacción utilizando el método calorimétrico.

INTRODUCCIÓN

Durante una reacción química se rompen enlaces químicos que unen a los átomos en moléculas y se forman otros nuevos. La energía química asociada a estos enlaces es diferente para los reactivos y los productos. Por lo tanto un proceso que implica reacciones químicas, implicara cambios de las energías químicas, los cuales deben tomarse en cuenta en un balance de energía. (Yunus, 2009)

Entalpia de reacción
La entalpia de reacción se define como la diferencia entre la entalpia de productos en estado especificado y la entalpia de reactivos en el mismo estado para una reacción completa.



La entalpia de formación puede considerarse como la entalpia de una sustancia en un estado especificado debido a su composición química. (Yunus)

Calor de reacción
El calor de reacción es la cantidad de energía calorífica que el sistema ha de ceder o absorber para que la temperatura del sistema reactivo permanezca inalterada en el cambio de reactivos a productos.

Una reacción será exotérmica cuando la exigencia de la permanencia constante de la temperatura del cambio de reactivos a productos implique la cesión de energía en forma de calor a los al rededores. Si, por el contrario, la anterior exigencia implica la absorción de energía calorífica por parte del sistema reactivo, la reacción se dice que es endotérmica.(Rajadell, 2005).


Entalpias de formación
Es la variación de la entalpia de reacción de un compuesto que es a partir de las especies que lo componen.
La entalpia de formación de un compuesto químico es, una cantidad indeterminada porque depende del estado y condiciones físicas de las sustancias implicadas. Por tanto es necesario definir uno de los estados de referencia para los elementos químicos. En el proceso de formación de un compuesto determinado siempre supondremos que los elementos integrantes se encuentran en sus respectivos estados de referencia.

Ley de Hess
“El calor absorbido o desprendido en una reacción química a presión constante es el mismo tanto si el proceso se realiza en una sola etapa como si tiene lugar en varias etapas.”


Por lo que a partir de las entalpias de formación, se puede obtener el calor de reacción mediante la siguiente ecuación:

Donde los valores de H se refieren todos a una misma presión y temperatura. Los sumatorios indican que debe incluirse todos los participantes de la reacción; n y m son los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos respectivamente.(Rajadell, 2005)


DESARROLLO EXPERIMENTAL


DETERMINAR CALOR DE DISOLUCION DEL KOH*

*La determinación solo se llevó a cabo una vez.



DETERMINAR EL CALOR DE DISOLUCION PARA HNO3 (L).

DETERMINACION DE FORMACION DE KNO3.**

**La determinación se realizó por triplicado.

RESULTADOS

Tabla 1. Entalpias de formación de las especies químicas involucradas en la reacción de formación del KNO3 (ac)
Especies Químicas
Entalpía molar de formación
Número de moles
KJ/mol
Kcal/mol
KOH(s)
-424.76
-101.471
0.285
KOH(ac)
-482.37
-115.23
0.285
HNO3 (l)
-172.88
-41.35
0.2799
HNO3 (ac)
-205.99
-49.210
0.2799
KNO3 (ac)
-459.20
-109.79
0.3983
H2O (l)
-285.83
-68.2621
0.3983
K+ (ac)
-251.2
59.998
0.285
OH- (ac)
-229.94
-54.92
0.285
H+(ac)
0
0
0.2799
NO3- (ac)
-206.57
-49.34
0.2799

Tabla 2. Datos para calcular el calor de disolución del KOH.
Experimento
T1 (H2O)
Masa KOH
(kg)
Masa H2O
(kg)
T2 (mezcla)
ºC
K
ºC
K
1
17
290.15
0.0159897
0.199736
30
303.15
2
18
291.15
0.0159984
0.199736
30
303.15
3
19
292.15
0.0161388
0.199736
29
302.15

Tabla 3. Datos para calcular el calor de disolución del HNO3
Masa del HNO3 (kg)
Masa del H2O (kg)
Variación de la temperatura (ºC)
0.02656
0.200
2

Tabla 4. Datos para calcular el calor de formación del KNO3
Experimento*
HNO3 adicionado
KOH adicionado
Tf mezcla (ºC)
Volumen
(mL)
Masa (g)
T2
(ºC)
Masa (g)
T1
(ºC)

1
200
206.97
18
215.9827
30
32
2
200
206.97
18
215.9984
30
32
3
218
225.6
18
2216.1388
18
26
*Los experimentos 1 y 2 fueron hechos adicionando solo 200 mL de la solución de HNO3 proporcionada y con una temperatura diferente entre las dos corrientes. El experimento 3 fue hecho usando todo el volumen proporcionado de ácido nítrico y con las dos corrientes, de KOH y HNO3, a la misma temperatura.


DISCUSIÓN

Tabla 5. Resultados obtenidos de las entalpías de disolución del KOH y del HNO3, así como la entalpía de formación del KNO3. ∆HT=∆H1+∆H2+∆H3
Experimento
∆H1
∆H2
∆H3
∆HT
kJ/mol
kcal/mol
kJ/mol
kcal/mol
kJ/mol
kcal/mol
kJ/mol
kcal/mol
1
-52.099
-12.446
-5.162
-1.234
-38.657
-9.235
-
-
2
-48.047
-11.478
-
-
-38.657
-9.325
-
-
3
-39.711
-9.487
-
-
-41.088
-9.816
-
-
PROMEDIO
-46.619
-11.136
-5.162
-1.234
-39.467
-9.429
-91.248
-21.799


∆HT (teórico)
∆HT (experimental)
-54.0275 kcal/mol

-21.799 kcal/mol

Rigel capullo que te dén

CONCLUSIONES

·         En la práctica aprendimos a determinar el calor de reacción a partir de calores de formación.
·         Utilizamos el método calorimétrico, además que observamos de manera física los cambios en la temperatura de los reactivos, lo cual ayuda a reforzar la teoría, en cuanto a las reacciones que se llevaron a cabo.
·         La diferencia en las entalpias teóricas puede deberse a las condiciones de temperatura en las que se llevó a cabo el experimento, esto debido a que no se tuvo una diferencia de temperatura de 2 °C para hacer las mezclas, lo que afecto el resultado final.

BIBLIOGRAFÍA

·         Cengel, A. y Boles, A. (2006). Termodinamica. (6a edicion).México: Editorial McGraw-Hill, pp 180.
·         Rajadell, F. y Movilla, J. (2005) Termodinamica quimica. Universitat Jaume. Pp 143

ANEXOS

MEMORIA DE CÁLCULOS

Cálculo de la capacidad calorífica del calorímetro

Cálculo del calor de disolución del KOH

Donde el número de moles de KOH es 15.9827g / 56.1056 g/mol = 0.284 mol

Por tanto, ∆H1= 14,841.411 J/0.298 mol = 48,047.163 J/mol

Cálculo del calor de disolución del HNO3

Donde:
∆T= variación de la temperatura en la disolución del HNO3, 2ºC
C= capacidad calorífica del calorímetro, 239.08 J/ºC
Cp= calor específico de la mezcla, considerado igual al del agua pura, 4.184 J/gºC
mT = masa total de la solución de HNO3, 225.6 g


Dado que la masa agregada de HNO3 fue de 25.6 g y el PM= 63.01 g/mol, se adicionaron 0.4063 moles de HNO3, por tanto:
∆H2= 5,612.96 J/mol

Cálculo del calor de formación del KNO3 (ac)
            Experimento 1 y 2, donde se emplearon sólo 200 mL de la disolución de HNO3
Para éste caso se emplearon sólo 200 mL de la disolución de HNO3 que se nos había proporcionado. Además, las dos corrientes no estaban a la misma temperatura.

Por tanto, el balance de calor se modifica a:

Donde, dado que la temperatura final de la mezcla es mayor que la temperatura de cualquiera de las dos corrientes, el único que cede calor es ∆H3, los demás, la corriente de KOH, la de HNO3 y el calorímetro, absorben calor:


Donde:
M1= masa de la solución de KOH, 215.9998
M2 = masa de la solución de HNO3, 206.97
C= capacidad calorífica del calorímetro, J/ºC
Tf= temperatura final de la mezcla, 32ºC
T1 = temperatura de la corriente de KOH, 30ºC
T2= temperatura de la corriente de HNO3, 18ºC

La masa de la solución de HNO3 se calculó considerando que la densidad de la solución resultante de agregar 18 mL de ácido nítrico concentrado a 200 mL de agua era de:

Y dado que se usaron 200 mL de la solución, entonces: m1 = 1.03486 g/mL * 200 mL= 206.97 gramos de solución.

Y dado que el reactivo limitante de ésta reacción para el caso únicamente de los experimentos 1 y 2, es el ácido nítrico, entonces calculamos los moles reales agregados:

Entonces,

Experimento 3, donde se empleó la disolución completa de HNO3 (aprox. 218 mL)

Donde:
C= capacidad calorífica del calorímetro, 239.08 J/ºC
Cp= calor específico de la mezcla, considerado igual al del agua pura, 4.184 J/gºC
mT= masa total de la solución, 441.5897 g
T2= temperatura final de la mezcla, 26ºC
T1 = temperatura inicial de las dos soluciones de HNO3 y KOH, 18ºC


La cantidad de moles de HNO3 es igual a la cantidad de moles de KOH que es igual a la cantidad de moles de KNO3 generados, por tanto:
∆H3=16,693.53 J/0.4063 mol =41,088.2 J/mol


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