Informe Experimento Nº 1 Calor de Disolución y Neutralización

2014

CALOR DE

DISOLUCIÓN Y

NEUTRALIZACIÓN

EXPERIMENTO N° 1

KATHERINE GARCÍA

STEFANY PATIÑO

INTRODUCCIÓN

Al disolver un sólido en un líquido, este suministra el calor necesario para que se produzca la disolución y con ello se enfría. Este calor se denomina calor de disolución. El calor de disolución no es idéntico en todas las sustancias y se aprecia muy bien en las que tienen un calor de disolución grande. Cuando se habla de una neutralización de ácidos y bases, se debe tener en cuenta que existe un calor de neutralización. A temperatura ambiente, el calor de neutralización por mol de agua formada es esencialmente constante e independiente de la naturaleza del ácido o la base.

Cuando se disuelve NaOH en agua, se desprende energía en forma de calor. En general, todo proceso de disolución lleva asociado un valor de energía (calor) que puede liberarse en el proceso, ocasionando un aumento de la temperatura o absorberse provocando una disminución. Cuando la disolución tiene lugar en condiciones de presión constante, a esa energía absorbida o liberada, se la denomina calor de disolución o entalpía de disolución

Para calcular el calor de disolución de una mezcla homogénea es necesario, conocer el soluto que se adiciona, la naturaleza del solvente, las condiciones atmosféricas, temperatura, y presión, debido a que la entalpia de disolución es una función dependiente de estas.

dH = (

𝜕𝐻

𝜕𝑇

)

𝑃

𝑑𝑇 + (

𝜕𝐻

𝜕𝑃

)

𝑇

𝑑𝑃

Normalmente la toma de datos se lleva a cabo en condiciones de presión atmosférica constante anulando el término dP de la ecuación y transformándose en:

dH =

(

𝜕𝐻

𝜕𝑇

)

𝑃

𝑑𝑇

dH = dQp entonces la ecuación se transformaría en:

dQ

p

=

(

𝜕𝐻

𝜕𝑇

)

𝑃

𝑑𝑇

Relacionando el calor transferido desde el entorno con el aumento de temperatura del sistema. Ahora, Cp, la capacidad calorífica del sistema a presión constantes es 𝑑𝑄𝑝

𝑑𝑇 podemos calcular fácilmente el valor de Q siguiendo la

ecuación:

𝑄𝑝=𝑚.𝐶𝑝.Δ𝑇

Para calcular el calor de neutralización hay que tener en cuenta las condiciones de presión constante y la reacción de neutralización

𝐻

+

_+𝑂𝐻

−

_→𝐻2𝑂

Obteniendo

En todas las formulas anteriores se debe tener en cuenta las pérdidas (K) del recipiente donde se hace la disolución o la neutralización, pues sus cálculos son efectuados con datos obtenidos en recipientes completamente adiabáticos.

RESULTADOS

 DETERMINACIÓN DEL EQUIVALENTE EN AGUA DEL CALORÍMETRO (K) Para determinar K se utiliza la siguiente ecuación: - m*c (Tf - Ti) = + K (Tf - T0)

despejando obtenemos

K = − 𝑚∗𝑐 (𝑇𝑓 − 𝑇𝑖)

(𝑇𝑓 − 𝑇0)

Donde:

m= Masa de agua caliente introducida en el calorímetro

m= 965,06

𝑘𝑔 𝑚3

*

1000𝑔 𝑘𝑔

*

1 𝑚3 (100 𝑐𝑚) 3

∗ 200 𝑐𝑚

3

_{= 193,012 g}

C= calor especifico del agua.

c = 1

𝑪𝒂𝒍

𝒈 °𝑪

Ti =Temperatura inicial del agua Tf = Temperatura final del sistema

T0 = Temperatura inicial del calorímetro

Ensayo 1 K= 30,476 cal/°C To (Vaso Dewar) = 24 °C T H2O = 90 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 90 83 83 83 81 Ensayo 2 K= 43,701 cal/°C To (Vaso Dewar) = 25 °C T H2O = 90 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 83 83 82 82 78 Ensayo 3 K= 27,089 cal/°C To (Vaso Dewar) = 25 °C T H2O = 90 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 85 84 83 82 82

Tabla determinación de la constante K calor absorbido por el calorímetro

Para los cálculos siguientes se va a considerar K el promedio= 33,755 cal/°C  DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN

 SOLUTO SOLIDO (NaOH) Masa1 NaOH= 2,0069 g Masa2 NaOH= 3,9928 g Volumen de H2O = 200 mL

QDisolución = QSolución + QCalorímetro

Donde:

ms= masa de la solución final (H2O + NaOH).

m=

997,5

𝑘𝑔 𝑚3

*

1000𝑔 𝑘𝑔

*

1 𝑚3 (100 𝑐𝑚) 3

∗ 200 𝑐𝑚

3

_{= 199,5 g H}

2

O

ms1= 201,507 g sln ms2= 203,493 g sln

Cs= calor especifico de la solución. Aproximar al dato del agua pura. Tf = temperatura final de la solución.

Ti= temperatura inicial de la disolución.

𝑛

₁

=

𝑛𝐻2𝑂 𝑛_{𝑁𝑎𝑂𝐻}

=

𝑥 𝑔_𝐻2𝑂∗ 𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑂 18𝑔𝐻2𝑂 𝑥 𝑔_{𝑁𝑎𝑂𝐻∗} 𝑚𝑜𝑙𝑁𝑎𝑂𝐻 40 𝑔𝑁𝑎𝑂𝐻

=

𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑂 𝑚𝑜𝑙 _{𝑁𝑎𝑂𝐻} To H2O = 23,5 °C Tiempo (s) Temperatura (°C) Masa1 Temperatura (°C) Masa2 15 24 23,5 30 25 23,5 45 27 24 60 32 25 75 32 25,1 90 32 26 Qdisolución (Cal) 1999,727 593,12 n1 𝒎𝒐𝒍_𝑯𝟐𝑶 𝒎𝒐𝒍 _{𝑵𝒂𝑶𝑯} 220,905 111,033

Tabla temperatura de disolución de soluto NaOH

Gráfica Qdisolución vsn1 y = 0,271x + 51,164 R² = 1 0 100 200 300 400 500 600 700 0 500 1000 1500 2000 2500 Q D isolución (C a l) n1

Q vs. n1

 SOLUTO LÍQUIDO Ensayo Volumen mL H2O Volumen mL H2SO4 1 100 5 2 150 5 3 200 5 4 250 5 5 300 5

Tabla volúmenes de H2O y H2SO4 utilizados en cada ensayo

Ensayo 1 T H2O = 23 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 35 39 39 39 38 Ensayo 2 T H2O = 23 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 34 35 35 35 35 Ensayo 3 T H2O = 23 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 32 31 33 33 33 Ensayo 4 T H2O = 23 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 29 30 30 30 30 Ensayo 5 T H2O = 23 °C Tiempo (s) 15 30 45 60 75 Temperatura (°C) 28 28 28,5 28,5 28,5

Tabla temperatura de disolución con soluto H2SO4

Masa1 H2O = 99,762 g Masa2 H2O = 149,643 g Masa3 H2O = 199,476 g Masa4 H2O = 249,405 g Masa5 H2O = 299,286 g Volumen de H2SO4 = 5 mL δ H2SO4 = 1,84 g/ml Masa H2SO4 = 9,2 g

QDisolución = QSolución + QCalorímetro

QDisolución = (ms Cs + K) (Tf – Ti)

Donde:

ms= masa de la solución final (H2O + H2SO4).

ms1= 108,962 g sln ms2= 158,843 g sln ms3= 208,676 g sln

ms4= 258,605 g sln ms5= 308,486 g sln

Cs= calor especifico de la solución. Aproximar al dato del agua pura. Tf = temperatura final de la solución.

Ti= temperatura inicial de la disolución.

𝑛

₁

=

𝑛𝐻2𝑂 𝑛_{𝐻2𝑆𝑂4}

=

𝑥 𝑔_𝐻2𝑂∗ 𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑂 18𝑔𝐻2𝑂 𝑥 𝑔_{𝐻2𝑠𝑜4∗} 𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑆𝑂4 40 𝑔𝐻2𝑆𝑂4

=

𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑂 𝑚𝑜𝑙 _{𝐻2𝑆𝑂4} Ensayo n1 𝒎𝒐𝒍𝑯𝟐𝑶 𝒎𝒐𝒍 _{𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒} Q disolución (cal) 1 59,085 2140,755 2 88,628 2311,176 3 118,143 2181,879 4 147,714 2046,520 5 177,256 185,6525

Tabla cálculos de Q y n1 para 5 ensayos de H2SO4

Gráfica de entalpía de la disolución

 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE NEUTRALIZACIÓN Volumen de NaOH 1N = 150 mL

Volumen de HCl 1N = 200 mL Tcalorímetro= 21 °C

Carácter de la solución: Ácido

HCl +NaOH  H2O + NaCl y = -14,133x + 3443,2 R² = 0,5471 0 500 1000 1500 2000 2500 3000 50,000 70,000 90,000 110,000 130,000 150,000 170,000 190,000 EN TA LPÍA N₁

Temperatura HCl = 22°C Temperatura NaOH = 22°C Tiempo (s) Temperatura (°C) 15 28 30 28 45 28 60 28

Tabla de datos para determinar la entalpía de neutralización

𝑸

𝑫

=𝑚

𝑠

𝐶

𝑆

(T

f

−

𝑡𝑎+𝑡𝑏

2

)+𝐾 (T

𝑓

−T

0

)

Donde:

Qs = Calor tomado por la solución.

ms = Masa de la solución (disolución de ácido + disolución de base). Cs = Calor específico de la solución.

Ta = Temperatura inicial del ácido. Tb = Temperatura inicial de la base. Tf = Temperatura final del proceso. T0 =Temperatura inicial del calorímetro mHCl= 1,0831 𝑔𝐻𝐶𝑙 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙 * 200 mL HCl = 216,62 gHCl mHCl= 1,061 𝑔𝐻2𝑆𝑂4 𝑚𝐿 𝐻2𝑆𝑂4 * 200 mL H2SO4 = 159,15 gH2SO4 msln = 216,62 gHCl + 159,15 gH2SO4 = 375,77 gsln

𝑸

𝑫

=375,77 gsln* 1

𝐶𝑎𝑙 °𝐶

(28−

22+22 2

) °C +33,755

𝐶𝑎𝑙 °𝐶

(28−21) °C

𝑸

𝑫

= 2490,905 cal

Calculamos moles de cada componente en la reacción: molHCl= 216,62 gHCl * 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

36,45 𝑔 𝐻𝐶𝑙 = 5,943 molHCl

MolNaOH = 159,15 gNaOH * 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 3,979 molNaOH

Las moles de H2O formadas corresponden a 3,979 por ser el reactivo

limitante y se tiene un exceso de HCl de 1,494 moles

𝑸

_𝒏

=

𝑄𝑑 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠

=

2490,905 𝐶𝑎𝑙 3,979 𝑚𝑜𝑙

𝑸

_𝒏

= 𝟔𝟐𝟔, 𝟎𝟓𝟐

𝒄𝒂𝒍 𝒎𝒐𝒍

ANÁLISIS DE RESULTADOS

 En está practica se observó una propiedad termodinámica, la entalpia H, una propiedad extensiva de estado debido a que depende de la cantidad de soluto o solvente adicionado a un sistema; al adicionar mayor cantidad de soluto el calor de disolución aumenta pero si se aumenta la cantidad de solvente el calor tiende a disminuir. Se establece que en un proceso a presión constante, el calor transferido desde el entorno, es igual al aumento de la entalpia del sistema. Este fenómeno se pudo observar claramente determinación de la medida del equivalente en agua en un calorímetro.

 Al realizar la disolución con soluto sólido NaOH en agua se observó un aumento en la temperatura del sistema, lo cual significa que el sistema desprendió energía produciendo una reacción exotérmica, y se puede observar una relación directa entre el aumento de temperatura y la concentración de soluto.

 En la disolución con soluto líquido H2SO4 , se evidenció fenómeno similar,

pero en este caso al aumentar la cantidad de solvente, manteniendo constante la cantidad de soluto menor será la temperatura final del sistema y en consecuencia su calor de disolución disminuirá como se evidencia en la gráfica.

 El calor desprendido en las reacciones entre ácidos y bases se le llama calor de neutralización. Al neutralizar soluciones diluidas de ácidos fuertes con bases fuertes, a temperatura ambiente, el calor de neutralización por mol de agua formada es esencialmente constante e independiente de la naturaleza del ácido o base; es por esto que la temperatura permaneció constante  Al adicionar el indicador azul de bromotimol la solución se torna amarilla

demostrando el carácter ácido de esta, con lo que se concluye que el ácido clorhídrico (HCl) consumió todo el reactivo limite que en este caso era el hidróxido de sodio (NaOH) quedando en la solución resultante un exceso del ácido.

 Los resultados obtenidos en esta práctica se ven afectados por las condiciones del calorímetro puesto que este al no ser completamente hermético se producía entrada de aire haciendo variar algunos resultados y cambiando su condición de adiabático.

CONCLUSIONES

 La entalpia o calor de disolución dependen de la cantidad de solvente y soluto presentes, ya que la energía se produce es por rompimiento y formación de enlaces.

 La mayoría de sólidos, líquidos y gases se disuelven en agua con desprendimiento de calor, la disolución del ácido sulfúrico en agua es más eficiente en cuanto a desprendimiento de calor que el hidróxido de sodio en agua.

 El carácter acido de la solución final en el análisis de la neutralización, indica que el ácido fue el que neutralizo en su totalidad al reactivo limite (NaOH),  Se definieron propiedades termodinámicas involucradas en la práctica como

el calor de disolución, de neutralización y sus aplicaciones.

 Se determinaron los calores diferenciales e integrales de solución de un soluto solido o líquido en un solvente específico.

BIBLIOGRAFÍA

 Guía de laboratorio de fisicoquímica I, práctica 1: Calor de disolución y neutralización

 http://www.uv.es/qflab/2009_10/descargas/cuadernillos/FisicaApli_FisicoQui m i/castellano/Pract1FAFQ0506.pdf

 Robert H. Perry, Don W. Green, James Maloney. Manual del Ingeniero Químico, 6ta ed McGraw-Hill. USA.

 Nicolás G. Moreno, Marilena Lefter, Jorge E. Flores, Luisa B. González. Diagramas de equilibrios de fases. Cátedra de Química Inorgánica, Facultad de Ingeniería.