1.- INTRODUCCIÓN
En esta práctica vamos a llevar a cabo la realización de un calorímetro.
El objetivo principal es el de calcular ciertos calores, tanto de
reacciones: neutralización; como específicos, así como aprender a realizar un
guión para una práctica de laboratorio y a construir nuestro propio
experimento.
Una vez realizado nuestro calorímetro, analizaremos los diferentes
calores de las reacciones, que mas adelante indicaremos, comprobando así si
nuestro calorímetro es eficiente y tiene un alto rendimiento.
2.- MATERIALES
·
Vasos de precipitados de 100 y 250 mL
·
Probeta de 100 mL
·
Pipetas de 10 y 20 mL
·
Termómetro
·
Calorímetro realizado
·
Hidróxido de sodio (1M)
·
Ácido clorhídrico (1M)
·
Ácido acético (1M)
Además del calorímetro
construido en casa, en el que hemos empleado:
¯
Caja
de plástico duro.
¯
Papel
de periódico.
¯
Porespán.
¯
Cola
blanca.
¯
Botella
de plástico de 0.5L.
3.- FUNDAMENTO TEÓRICO
La medida de la entalpía de una reacción química sirve para predecir si
otra cierta reacción será exotérmica o endotérmica.
Los calorímetros son aparatos cuya función es obtener el calor que
fluyen en las reacciones. Se basan en que el calor que se desprende al ocurrir
un proceso químico es absorbido por otro medio, normalmente agua. Al ganar
calor, el medio que lo recibe aumenta su temperatura de manera proporcional al
calor ganado y este aumento de la temperatura puede ser medido con facilidad
gracias a un termómetro. Después de esto, únicamente se necesitan conocer los
calores específicos para así obtener la entalpía de la reacción.
El problema que presentan los calorímetros son las pérdidas de calor
tanto entre la zona en la que tiene lugar y el exterior, por ello el recipiente
de la reacción se recubre con un medio aislante.
Sin embargo, aunque se procure que las pérdidas de calor sean mínimas,
siempre se producen algunas, por lo que el aparato construido debe ser
calibrado. Para ello se necesita realizar un proceso en él, del cual se conozca
la manera en que varía la temperatura.
En las disoluciones de ácidos fuertes y bases fuertes siempre desprenden
la misma cantidad de energía, en nuestro caso emplearemos ácido clorhídrico e
hidróxido de sodio:
HCl + NaOH à H2O + NaCl
cuya entalpía es: -178.6 kJ/mol
En el caso de neutralización de ácidos y bases débiles, hay efectos
adicionales que tienen su origen en la disociación, hidratación y asociación de
moléculas (débiles).
En nuestro caso, el ácido acético en solución está parcialmente
disociado y su neutralización con el hidróxido de sodio se representa por:
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
reacción cuya ΔH es: -487,0 kJ/mol
Para obtener el calor desprendido en una disolución empleamos el cloruro
de calcio, siguiendo la reacción:
CaCl2(s) → Ca+
2(aq) + 2Cl-(aq)
4.- OBJETIVOS
Uno de los objetivos de esta práctica consiste en conseguir construir
satisfactoriamente un conductímetro a partir de materiales fáciles de encontrar
y de escaso coste económico y, con la ayuda de dicho calorímetro, medir el
calor resultante de las reacciones de neutralización llevadas a cabo durante el
experimento. Otro objetivo que se pretende conseguir es que consigamos
organizar la práctica que queremos llevar a cabo.
5.- CONSTRUCCIÓN DEL CALORÍMETRO
En la construcción del calorímetro hemos procurado emplear materiales de
fácil y, sobre todo, económica adquisición.
Como recipiente exterior hemos empleado un bote de galletas de plástico
duro, una de las principales ventajas de dicho bote es que su cierre es
hermético; y como recipiente interior hemos empleado una botella de agua. El
principal problema que presentaba la botella es que su boquilla era demasiado
pequeña como para introducir y extraer disoluciones en su interior de una
manera cómoda, pero lo solucionamos cortando la parte superior.
El hueco entre el bote exterior y la botella interior era demasiado
grande y además preferíamos aislar mejor la botella, por lo que decidimos
forrar la botella de plástico con papel de periódico, aislante térmico fácil de
encontrar. Para reducir el hueco, rellenamos el espacio con bolas de porespán,
que impide los intercambios de calor, y además atrapan huecos de aire entre las
bolas. Dichos cambios de medio (aire y porespán) hacen que las transferencias
de calor sean mucho menores.
Para evitar que las bolitas se movieran libremente, añadíamos cola blanca
cada cierta cantidad de porespán para que el movimiento se redujera. En la
parte superior insertamos una pieza entera de porespán, para evitar que alguna
bolita se nos escapara.
Entre la parte superior del calorímetro y la tapa exterior, quedaba un
espacio por el que se podría escapar el calor, por lo que preparamos una tapa
interior de porespán que aislara el interior de la botella.
En cuanto a la presentación, cubrimos el bote externo con papel
milimetrado; como en el laboratorio podría mojarse, lo recubrimos con una capa
de lehmkil, quedando plastificado. También pintamos la parte superior del
porespán de color rojo.
Una vez que se ha construido el calorímetro hay que realizar el proceso
de calibración de nuestro instrumento. Éste nos permite establecer la
correspondencia entre las magnitudes que midamos con él y las indicaciones que
nos dé el calorímetro.
Para esta calibración, primero pesar el calorímetro vacío y apuntar el
peso.A continuación tomar 100 g. aproximadamente de agua y calentarla hasta
alcanzar aproximadamente unos 80°C. Anotar la temperatura alcanzada como T1.
A continuación echar la misma cantidad de agua en el calorímetro, pesar
el calorímetro con el agua fría y anotar la temperatura de equilibrio (T2).
Una vez realizado esto, introducir el agua previamente calentada en el
calorímetro y pesar de nuevo el calorímetro con el agua dentro para, según la
diferencia de pesos entre el calorímetro vacío y el peso con el agua en el interior,
conocer exactamente la cantidad de agua introducida (masa total) y anotar la
temperatura que se alcanza (T3). Repetir varias veces.
Con la ayuda de la fórmula:
-DQperdido = DQganado
-m·Ce·(T3-T1) =
m·Ce·(T3-T2) + Eq·Ce·(T3-T2)
Sabiendo que Ce
del agua=1 cal/g°C, calcularemos el equivalente en agua (Eq) que
sería la masa de agua que se comportaría igual que el calorímetro y que
perdería igual calor en las mismas circustancias.
Como ya hemos dicho
anteriormente, los calorímetros son aparatos cuya función es
obtener el calor que fluyen en las reacciones. Para la realización de nuestra
práctica, llevaremos a cabo dos neutralizaciones.
Para ello primero hay que
llevar a cabo la normalización del HCl (pues el NaOH ya se encuentra
normalizado con una concentración de 0,9339 M.)
Con la ayuda de una
pipeta tomar 20 mL de la disolución del ácido y ponerla en un vaso de
precipitados. Añadir unas gotas de fenolftaleína.
Valorar la solución con
NaOH que se deja caer desde la probeta hasta que vire nuestra mezcla hacia un
color rosado permanente. Anotar el volumen empleado. Repetir el experimento
varias veces. Con la ayuda de la fórmula:
Vac · Nac=
Vbase · Nbase
Se deduce la normalidad
del HCl.
A continuación se explicará el método a seguir con la reacción de
neutralización del ácido y la base fuertes.
Para la neutralización de una base fuerte (NaOH) con un acido fuerte
(HCl), debemos tomar 100mL de disolución de NaOH (1M) y echarla en el
calorímetro. Tapar, agitar y anotar la Tª una vez alcanzado el equilibrio.
Por otro lado tomar aproximadamente 150 mL de disolución de HCl (1M)
(añadir agua destilada hasta enrasar si es necesario) en una vaso de
precipitados y anotar la temperatura de la disolución del ácido. A continuación
introducir muy rápidamente en el
calorímetro y agitar bien.
Tomar la temperatura que alcanza la mezcla cada 20 segundos
aproximadamente.
Utilizando la fórmula:
Q = DH = (mT · Ce + C) · DT
Donde: m = masa, C= Eq y DT = variación de
temperatura.
Calcularemos el calor de
neutralización de esta reacción.
La reacción que se ha llevado a cabo ha sido:
NaOH(ac) + HCl (ac) àNaCl(ac) + H2O (l)
También se va a realizar la neutralización de
un ácido débil (ácido acético) y una base fuerte (NaOH).
Para ello de nuevo será necesario normalizar
el ácido acético pues el NaOH nos lo dan normalizado.
Como en un medio acuoso este ácido es débil,
es decir, no se disocia completamente, sino que forma un equilibrio. A 20°C su
Ka=1.75·10-5.
Teniendo en cuenta que la reacción que se
lleva a cabo es:
CH3-COOH(ac)
↔ CH3-COO- + H+
Deducimos que su
[H+] · Vacético = [NaOH]
· VNaOH
Y:
[H+]
= [CH3-COO-]; entonces:
De aquí deducimos que:
Para la neutralización de este ácido y esta base tomar 100 mL de ácido acético (1M) y echarlos en el calorímetro. De nuevo tapar, agitar y anotar la temperatura.
En un vaso de precipitados tomar
aproximadamente 150 mL NaOH (1M) (enrasar con agua destilada si es necesario) y
anotar la temperatura de la base. Añadir ésta rápidamente al calorímetro,
agitar. Tomar la temperatura que alcanza la mezcla cada 20
segundos aproximadamente.
De manera similar a como hemos procedido con
la neutralización del ácido fuerte y la base fuerte, y empleando la misma
fórmula, se calcula el calor de la neutralización.
Por último, como reacción exotérmica vamos a
realizar la disolución del CaCl2 (1M). Para ello, se va a disolver
CaCl2 en un volumen 0.2 L de agua destilada. Primero, introducir el
agua en el calorímetro y medir la temperatura (T1). A continuación
introducir los gramos de CaCl2 calculados y disolver. Medir la
temperatura (T2) y pesar el calorímetro con la disolución.
Como:
M=ns/VD necesitamos 0.2
moles de CaCl2. Teniendo en cuenta que:
n=m/Mm (en este caso 110 umas)
Masa = n · Mm= 0.2 moles · 110 g/mol = 22g de
CaCl2.
De nuevo gracias a la fórmula:
Q =DH= (mtotal ·
C) · DT
Calcularemos el calor desprendido de esta
disolución.
7.- RESULTADOS EXPERIMENTALES
§ Masa del
calorímetro vacío = 207 g
§ Masa del
calorímetro con el agua fría = 305,3 g
§ Masa del
calorímetro con el agua fría + agua caliente = 396,7 g
§ Masa del
agua fría = 98,3 g
§ Masa del agua
fría + agua caliente =189,7 g
§ T1 = 81 ⁰C
§ T2 = 24 ⁰C
§ T3 = 33 ⁰C, 39 ⁰C, 45 ⁰C, 49 ⁰C, 49 ⁰C, 49 ⁰C.
-DQperdido = DQganado
-m · Ce · (T3-T1)
= m · Ce · (T3-T2) + Eq · Ce · (T3-T2)
-189.7(49-81)
= 98,3(49-24) + Eq · 25
Eq = 144,516
g
7.2.- Normalización
-
[NaOH] = 0,9339 M
-
Volumen HCl =
20 mL
-
Volumen 1 de la valoración con NaOH = 19.6 mL
-
Volumen 2 de la valoración con NaOH = 19.7 mL
Vac
· Nac = Vbase · Nbase
20 · Nac = (19,6 + 19,7)/2 · 1 ·0,9339
Nac = 0,9175 N
7.3.- Neutralización
· HCl + NaOH
-
T inicial = 24⁰C
-
T = 26⁰C,
29⁰C, 29⁰C, 29⁰C
-
Masa del calorímetro con la mezcla =
471,1 g
-
Masa de la mezcla = 264,1 g
· CH3COOH+NaOH
-
T inicial = 24⁰C
-
T = 27⁰C,
29⁰C, 30⁰C, 30⁰C
-
Masa del calorímetro con la mezcla = 416,7
g
-
Masa de la mezcla = 209,7 g.
· DISOCIACIÓN DE UNA SAL NEUTRA
-
T inicial = 24⁰C
-
T final = 32⁰C
-
Masa de CaCl2 =22
g
-
Volumen de agua =200 mL
-
Masa de la mezcla =222 g.
8.- BIBLIOGRAFÍA
·
Guión de la práctica
·
Guiones de prácticas anteriores.
·
Experimentación en Química General. Joaquín
Martínez Urreaga, Adolfo Narros Sierra, Mª del Mar de la Fuente García-Soto,
Frutos Pozas Requejo, Víctor Manuel Díaz Lorente.
·
http://www.scribd.com/doc/4990297/CALOR-DE-NEUTRALIZACION-fisicoquimica-1
No hay comentarios:
Publicar un comentario