Calorimetría, Determinación De Cambios De Entalpía.

DIVISIÓN DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS, DEPARTAMENTO DE QUÍMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA DE FARMACIA Y BIOLOGIA (NELI05075) PRÁCTICA 3 “CALORIMETRÍA. DETERMINACIOÓN DE CAMBIOS DE ENTALPÍA” VERONICA ARIADNA PÉREZ MARTINEZ HERRERA CHÁVEZ SONIA MAURICIO ARATH GARCÍA AZANZA Profesor: Ma. Dolores Herrera Palacios. FECHA DE ELABORACIÓN: LUNES 27 DE AGOSTO FECHA DE ENTREGA: LUNES 3 DE SEPTIEMBRE NÚMERO DE EQUIPO: 3

1. OBJETIVO: Que los alumnos determinen de manera empírica la entalpía de disolución de una sustancia en un medio acuoso, utilizando un calorímetro construido por ellos mismos, así como demostrar una reacción química endotérmica entre dos sólidos. 2. FUNDAMENTO: La termoquímica establece las bases teóricas del manejo del calor en los reacciones químicas; pero, desde el punto de vista experimental, la calorimetría nos permite cuantificar el cambio de energía que acompaña una transformación química o física, expresado con calor absorbido o desprendido por el sistema (procesos endotérmicos o exotérmicos). Determinar esta energía presente en una reacción química es posible bajo dos condiciones termodinámicas; ya sea presión constante, o a volumen constante. Para determinar experimentalmente en un calorímetro, la energía absorbida o desprendida de una reacción como es el caso particular del calor de disolución de una sal, es conveniente plantear inicialmente en ecuación del balance general de calor en el sistema, Ec. (1) donde Q es el calor transferido. 𝑄𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = 𝑄𝑝𝑒𝑟𝑑𝑖𝑑𝑜

𝑬𝒄. (𝟏)

En esta ecuación debemos definir quién gana energía en el sistema y quién la cede. En el caso particular de una reacción de disolución, el compuesto A se disuelve en el disolvente B, resultando la forma descrita en la Ec. (2). 𝐴𝑠 + 𝐵𝑎𝑐 → 𝐴𝐵𝑎𝑐 + 𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑬𝒄. (𝟐)

Notemos que la reacción de disolución es la parte del sistema que se calor, y por lo tanto le Ec. (1) se transforma en la Ec. (3). 𝑄𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = −𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑬𝒄. (𝟑)

Ahora, si analizamos Qganado, este debe corresponder a la cantidad de calor que absorbe la parte del sistema calorimétrico-agua obtenida y además el soluto A que se agrega para realizar la reacción de disolución, por lo tanto tenemos la Ec. (4). 𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = −𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑬𝒄. (𝟒)

Si el proceso se realiza a P=cte., entonces el calor es igual al cambio entalpía, la sustitución se observa en la Ec. (5). (𝑚𝐶𝑝 ∆𝑇)𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 + (𝑚𝐶𝑝 ∆𝑇)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = −𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑬𝒄. (𝟓)

𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 ∆𝑇 + (𝑚𝐶𝑝 ∆𝑇)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = −𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑬𝒄. (𝟔)

En la Ec. (6) definimos los valores de (mCpΔT)=K, que es la constante del calorímetro, y es la cantidad de calor que absorbe el calorímetro por grado de temperatura K=Q/ΔT. El término siguiente corresponde al calor que absorbe el soluto (sal disuelta) cuando a éste se le incrementa la temperatura desde la temperatura ambiente hasta una temperatura mayor (a la temperatura de la transición hidrato-sal anhidra). Por lo tanto la Ec. (4) se transforma en la Ec. (6), la cual nos permite plantear el balance de calor en el calorímetro, para la reacción de disolución de (soluto A), y así determinar el calor de disolución. 3. MATERIAL   

Termómetro Calorímetro Probeta

  

Balanza Vasos de precipitados 50ml Piceta

4. PROCEDIMIENTO A) Determinación de la entalpia de la solución de cloruro de sodio

Pesar de 8 a 9 g de calcio anhidro (precisión de 0.01 g)

Añadir de 65 a 70 ml de agua destilada al calorímetro, medir la temperatura cada 30 seg. durante 2 minutos (Tini)

Luego de los 2 minutos, adicionar el calcio anhidro al agua, agitar y registrar la temperatura de la solución cada 30 seg. durante 8 minutos.

Graficar la temperatura contra el tiempo y extrapolar para encontrar la temperatura final (Tf) y encontrar la entalpia molar de la solución.

B) Determinación de la entalpia de solución del cloruro de potasio

Pesar de 8 a 9 g de cloruro de potasio (precisión de 0.01 g)

Añadir de 65 a 70 ml de agua destilada al calorímetro, medir la temperatura cada 30 seg. durante 2 minutos (Tini)

Luego de los 2 minutos, adicionar el cloruro de potasio al agua, agitar y registrar la temperatura de la solución cada 30 seg. durante 8 minutos.

Graficar la temperatura contra el tiempo y extrapolar para encontrar la temperatura final (Tf) y encontrar la entalpia molar de la solución.

C) Reacción endotérmica sólido-sólido Pesar en un vaso de precipitados de 50 ml 20 g de cristales de hidróxido de bario y en otro vaso 10g de tiocianato de amonio (evitando grumos).

Mezclar rápidamente las dos sustancias y colocar el vaso en el calorímetro, anotar la temperatura inicial antes de agitar.

Agitar hasta registrar la temperatura más baja y luego graficar.

5. RESULTADOS Y SU DISCUSION

Experimento 1: Determinación de la entalpia de solución del cloruro de calcio. *Nota: Las proporciones utilizadas cambiaron de 8-9 gr de cloruro de calcio a 2 gr. de sal y 17 ml de agua destilada.    

Peso vaso de precipitados: 34.04 gr. Peso vaso de precipitados + agua=49.25 gr. Peso de 17 ml de agua: 49.25 gr. -34.04 gr. =15.21 gr. Peso del cloruro de calcio: 2.00 gr.

Tabla 1. Registros de cambios temperatura del agua en el calorímetro. TEMPERATURA (°C) TIEMPO (s) 24.2 30 24.2 60 24.2 90 24.1 120

Tabla 2. Registros de cambios de temperatura del sistema en el calorímetro, tras adición de cloruro de calcio.

TIEMPO TEMPERATURA A partir de la gráfica extrapolada, y las funciones lineales: (s) (°C) 0 24.2 𝑇𝑓 = 0.4353(0) + 44.176 = 44.176 °𝐶 30 24.2 𝑇𝑖𝑛𝑖 = 0.03(0) + 24.25 = 24.25 °𝐶 60 24.2 90 24.2 ∆𝑇 = 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖𝑛𝑖 = 44.176°𝐶 − 24.25°𝐶 = 19.926°𝐶 120 24.1 150 42.6 Calcular la entalpia molar del cloruro de calcio: 180 42.1 210 42.1  Calor especifico de la disolución Cp= 4.184 J/gr.°C 240 40.4  Constante calorimétrica: K= 88.5149 J/°C 270 39.8  Peso molecular del cloruro de calcio: PM=110.98 g/mol 300 39.3  Masa= masa total de la disolución (masa del cloruro de 330 38.8 calcio+ masa del agua): m= 15.21 gr. + 2.00 gr.= 17.21 gr. 360 38.4 El cambio de energía de enlace= calor transferido por mol 390 37.9 de CaCl2 =Q disolución 420 37.6 𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = −(𝑚𝐶𝑝∆𝑇)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 − 𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 ∆𝑇 450 37.2 480 36.8 𝐽 ) (4.184 𝑄 = − [(17.21 𝑔𝑟. ) (19.26 °𝐶)] 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 510 36.5 𝑔𝑟°𝐶 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 540 36.1 𝐽 − [(88.5149 ) (19.26°𝐶)] 570 35.8 °𝐶 600 35.5

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = −1386.8478864 𝐽 − 1704.796974 𝐽

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = −3091.644860 𝐽 𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =

∆𝐻° =

(2.00 gr. ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = = 0.0180212650 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 (110.98 g ) mol

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 3091.644860 𝐽 =− = −171555.3 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑙2 0.0180212650 𝑚𝑜𝑙

**El resultado es negativo debido a que se trata de una reacción exotérmica, Experimento 2: Determinación de la entalpia de solución del cloruro de potasio. *Nota: Las proporciones utilizadas cambiaron de 8-9 gr de cloruro de potasio a 2 gr. de sal y 17 ml de agua destilada.    

Peso vaso de precipitados: 34.04 gr. Peso vaso de precipitados + agua=50.04 gr. Peso de 17 ml de agua: 40.04 gr. -34.04 gr. =16.00gr. Peso del cloruro de potasio: 2.00 gr.

Tabla 1. Registros de cambios temperatura del agua en el calorímetro. TEMPERATURA (°C) TIEMPO (s) 24.2 30 24.2 60 24.2 90 24.2 120

Tabla 2. Registros de cambios de temperatura del sistema en el calorímetro, tras adición de cloruro de potasio.

TIEMPO TEMPERATURA A partir de la gráfica extrapolada, y las funciones lineales: (s) (°C) 0 24.2 𝑇𝑓 = 24.2 30 24.2 𝑇𝑖𝑛𝑖 = 0.1088(0) + 17.556 = 17.556 °𝐶 60 24.2 90 24.2 ∆𝑇 = 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖𝑛𝑖 = 17.556°𝐶 − 24.2°𝐶 = −6.644°𝐶 120 24.2 150 18 Calcular la entalpia molar del cloruro de calcio: 180 18.1 210 18.3  Calor especifico de la disolución Cp= 4.184 J/gr.°C 240 18.5  Constante calorimétrica: K= 88.5149 J/°C 270 18.6  Peso molecular del cloruro de potasio: PM= 74.5 g/mol 300 18.7  Masa= masa total de la disolución (masa del cloruro de 330 18.8 potasio+ masa del agua): m= 16.00 gr. + 2.00 gr.= 17.00 360 18.9 gr. 390 19.0 El cambio de energía de enlace= calor transferido por mol 420 19.1 de CaCl2 =Q disolución 450 19.2 𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = −(𝑚𝐶𝑝∆𝑇)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 − 𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 ∆𝑇 480 19.3 510 19.4 𝐽 ) (4.184 𝑄 = − [(17.00 𝑔𝑟. ) (−6.644 °𝐶)] 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 540 19.5 𝑔𝑟°𝐶 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 570 19.6 𝐽 − [(88.5149 ) (−6.644°𝐶)] 600 19.7 °𝐶

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 472.574432 𝐽 + 588.0929956 𝐽

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 1060.6674276 𝐽 𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =

∆𝐻° =

(2.00 gr. ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = = 0.0268456375𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 (74.5 g ) mol

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 1060.6674276𝐽 𝐽 = = 39509.861802 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑙2 0.0268456375 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙

**El resultado es positivo debido a que se trata de una reacción endotérmica TABLAS DE RESULTADOS: Sal: Cloruro de calcio

Datos

Masa del agua

15.21 gr

Masa de la sal

2.00 gr.

Moles de la sal

0.0180212650 mol

Temperatura inicial de la solución TI

24.25 °C

Temperatura final de la solución Tf

44.176 °C

Cambio de temperatura ∆T

19.926°C

Calor de disolución Q disolución

-3091.644860 J

Cambio de entalpia molar ∆H°

-171555.3 J/mol

Sal: Cloruro de potasio

Datos

Masa del agua

16.00 gr.

Masa de la sal

2.00 gr.

Moles de la sal

0.0268456375mol

Temperatura inicial de la solución TI

24.2°C

Temperatura final de la solución Tf

17.556°C

Cambio de temperatura ∆T

-6.644°C

Calor de disolución Q disolución

1060.6674276 J

Cambio de entalpia molar ∆H°

39509.861802 J/mol

Calcular los errores relativos para las entalpias obtenidas comparándolas con las entalpias reportadas en la literatura. Soluciones

CaCl2

KCl

∆H kJ medida

-171.5553

39.509861802

∆H kJ reportada

-82,8

17.92844

EXPERIMENTO 3 REACCION ENDOTERMICA SOLIDO-SOLIDO *Nota: Las proporciones utilizadas cambiaron a4 gr de hidróxido de bario y 2 gr. de tiocinato de amonio. Tabla 1. Registros de cambios de temperatura del sistema.

En la gráfica se observa que Tini=22.2 ° C y Tf=-13.1°C ∆T= -13.1°C-22.2 °C= 35.3°C 𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = −(𝑚𝐶𝑝∆𝑇)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 − 𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 ∆𝑇

TIEMPO TEMPERATURA (s) (°C) 0 22.2 30 11 60 7.5 90 4.7 120 -2.42 150 -7.7 180 -9.5 210 -15.5 240 -13.6 270 -13.1 300 -11.3

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = − [(6.00 𝑔𝑟. ) (4.184

𝐽 𝐽 ) (35.3 °𝐶)] − [(88.5149 ) (35.3°𝐶)] 𝑔𝑟°𝐶 °𝐶 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = [886.1712 𝐽] − [3124.57597 𝐽] 𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = −2238.40477 𝐽

𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =

(6.00 gr. ) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = = 0.0288 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 (208,23 g ) mol

∆𝐻° =

𝑄𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 −2238.40477 𝐽 𝐽 = = −77722.38 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑙2 0.0288 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙

6. CUESTIONARIO 1.- ¿Qué es el agua de hidratación? ¿Es importante en esta reacción? Son partículas de agua que ayudan a la sal a disociarse en los iones de su red cristalina y son importantes en la reacción ya que ayudan a que esta se lleve a cabo más rápido y más eficientemente. 2.- ¿Por qué se absorbe el calor cuando las moléculas de agua son eliminadas del hidróxido de bario hidratado? Porque el tiocianato necesita de esa energía para disociarse en sus respectivos iones, al igual que el hidróxido de bario para producir más agua y formar la molécula de amoniaco neutra. 3.- ¿Cómo sucede esta reacción cuando los compuestos no están en solución? Tarda un poco más la reacción en llevarse a cabo y el ion amonio del tiocianato necesita forzosamente reaccionar con agua para disociarse completamente, y pueda reaccionar con el hidróxido de bario para dar así los iones amonio neutro, si no se disocia será muy difícil que se lleve a cabo la reacción. 4.- ¿Importa el tamaño de la partícula de los dos solidos? Claro, ya que si alguna de las dos se hidrata aumenta la superficie de contacto y la

partícula se vuelve más pequeña, donde la velocidad de reacción aumenta y entre mayor sea la cantidad, la reacción actuara más rápido. El ion amonio resultante del tiocianato de amonio es un ácido conjugado comparativamente fuerte, y reacciona con cualquier base, generando la molécula de amoníaco neutra, también genera la partícula en contacto con el agua.

7. CONCLUSIONES Mauricio García Azanza Tras el desarrollo experimental realizado y con los resultados obtenidos a través de los cálculos acerca de la entalpía molar de reacciones endotérmicas y exotérmicas; antes de comenzar a hacer las reacciones fue posible suponer el tipo de reacción que ocurriría debido a los reactivos que se utilizarían; aunque, en lo personal, considero que la última reacción realizada entre dos sólidos fue la más sorprendente debido a que la temperatura final fue realmente baja. Se cumplió el objetivo planteado al inicio de la práctica y los resultados reflejan el buen trabajo de equipo realizado. Sonia Herrera Chávez Tras el desarrollo de la práctica se logró determinar de manera empírica la entalpía de disolución de algunos compuestos, asimismo durante el desarrollo experimental se pudo predecir la naturaleza endotérmica o exotérmica de las reacciones mediante el análisis de sus variaciones de temperatura y con ello saber el signo probable del cambio de entalpia de las reacciones lo cual pudo corroborarse tras la realización de los cálculos pertinentes, dando resultados que reflejan un buen desarrollo experimental. Verónica Pérez Martínez De acuerdo con los cálculos realizados y lo observado durante la experimentación, fue fácil el suponer que tipo de reacción seria cada una de las que se realizaron en la práctica de acuerdo al calor desprendido, pero algo que me sorprendió durante el proceso, fue el calor registrado en la parte c de la práctica, que fue un tanto obvio después de realizar los cálculos correspondientes, al haber hecho un buen trabajo en equipo, los resultados obtenidos fueron correspondientes a lo esperado.

8. TABLA DE REACTIVOS

Sustancia

Agua

PM (g/mol)

P. Fusión (°C)

P. Ebullición (°C)

Densidad Precauciones (g/ml)

18.015

0

100

1

Consumo excesivo puede producir dolores de cabeza, confusión y calambres.

Cloruro calcio

de

110.98

772

1935

2.15

Peligroso para la salud e inestable en caso de calentamiento.

Cloruro potasio

de

74.55

770

1497

1.987

Poco peligroso para la salud.

Hidróxido Bario

de

315.46

No aplica

Indeterminado

No aplica

Muy peligroso para la salud.

Tiocianato amonio

de

76.122

149

170

1.3

Peligroso para la salud.