1. No category

PRÁCTICA Nº 4
TERMODINÁMICA
OBJETIVOS
Determinar la variación de entalpía de una reacción de oxido reducción.
Comprobar el equilibrio térmico cuando se ponen en contacto dos cuerpos a diferentes
temperaturas.
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.
qreac. + qsln.= 0
o lo que es lo mismo
qreac. = -qsln.
q es el calor y se determina por la expresión
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 T1, T2, 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, ∆Hdisolución, es el calor generado o absorbido cuando cierta
cantidad de soluto de disuelve en cierta cantidad de solvente. La cantidad de ∆Hdisolución representa la
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, ∆Hdisolución 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 disolución absorbe más calor de los alrededores. Caso contrario es cuando
un proceso de disolución es exotermico, pues al adicionar disolvente, libererá 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 100.0 mL
Tubos de ensayo
Gotero
Balanza analítica
Plancha de calentamiento
Reactivos
Sulfato Cúprico 0.5 mol/L(CuSO4)
Zinc granulado (Zn)
Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4)
Nitrato de amoniosólido (NH4NO3)
ACTIVIDAD N° 1. Calor de reacción. Reacción de oxido reducción.
Procedimiento:
1. Mida con una pipeta aforada 20 mL de solución de CuSO40.5 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 0.6541 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 CuSO4 sola.
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
CuSO4 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.
CuSO4(ac) Zn(s) → Cu(s) + ZnSO4(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, H2SO4, (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,
NH4NO3 sólido.
III. INVESTIGUE
1.
2.
3.
4.
5.
¿Qué es calor de reacción?
¿Qué es calor de formación?
¿Por qué existen reacciones que absorben y otras que desprenden calor?
¿Todas las sustancias desprenden calor al disolverse?
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?