Qui Mica Lab Oratorio 7

8/16/2019 Qui Mica Lab Oratorio 7

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1. INTRODUCCIÓN:

En este proceso estudiaremos las relaciones entre las reacciones químicas y loscambios de energía en que interviene el calor. Para explorar los cambios de energía,nos concentraremos en una parte específica del universo, que llamaremos sistema,

todo lo demás es el entorno. La termoquímica es parte de un amplio tema llamadoterm od inám ica , que es el estudio científico de la conversión del calor y otras formasde energía. La termoquímica es una rama de la fisicoquímica que estudia los cambiostérmicos asociados a las transformaciones químicas y físicas. Existen reacciones enlas cuales se necesita calor y se denominan “End otérmicas” , por otro lado existenotras reacciones que liberan calor y se les llama “Exotérmicas” . Las variaciones decalor se denominan entalpía y su signo de representación es . En el sistemainternacional, la unidad de energía es el joule, pero es común usar otra unidadllamada caloría. En el experimento a realizar usaremos un calorímetro, con el objetivode calcular la entalpía de neutralización entre el HCl y NaOH haciéndolos reaccionar.De la misma manera hallaremos la entalpía de disolución del urea en agua destiladamezclándolos en el calorímetro, y registrando el cambio de temperatura.

1.1.- OBJETIVOS:

Determinar la entalpía de neutralización del hidróxido de sodio con ácidoclorhídrico mezclados en un calorímetro.

Determinar la entalpía de disolución de urea en agua destilada mezclados en uncalorímetro.

1.3.- HIPÓTESIS:

Se pueden obtener las entalpías de neutralización y de disolución juntando losreactivos en los respectivos materiales antes mencionados y por con siguiente irmidiendo los cambios de temperatura.


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2. REVISIÓN DE LITERATURA:

Cambio de entalpía de un proceso: Es la cantidad de calor que adquiere o pierdeun sistema cuando experimenta un cambio físico o químico a presión constante.

Reacciones:

o Reacción exotérmica: Se denomina reacción exotérmica a cualquierreacción química que desprenda energía, ya sea como luz o calor, o lo quees lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: - ΔH. Elprefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que lasreacciones exotérmicas liberan energía. Considerando que A, B, C y Drepresenten sustancias genéricas, el esquema general de una reacciónexotérmica se puede escribir de la siguiente manera:

A + B → C + D + calor

o Reacción endotérmica: Se denomina reacción endotérmica a cualquierreacción química que absorbe energía.Si hablamos de entalpía (H), unareacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía (ΔH)


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positivo. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de losreactivos.

Calorimetría: Los cambios de entalpia de procesos físicos o químicos puedendeterminarse mediante la calorimetría, la cual es una técnica en la que se basa en

la medición del cambio de temperatura cuando un sistema absorbe o libera calor.El procedimiento se realiza en un recipiente aislado, llamado calorímetro.

Entalpia de neutralización: El calor de neutralización es definido como el calorproducido cuando un equivalente gramo de ácido es neutralizado por una base. Elcalor de neutralización tiene un valor aproximadamente constante, en laneutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta reacción seobtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que es formada por la

reacción:

La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de unasolución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; esuna reacción de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HClcon una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:HCl (ac) + NaOH (ac) ⎯→ NaCl (ac) + H2O (l)


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La reacción puede ser interpretada como iónica de la siguiente manera:Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) ⎯⎯→ Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l)o sea cancelando los términos comunes:OH- (ac) + H+ (ac) ⎯⎯→ H2O (l) ΔH 25°C = -13680 cal

Hneutralización =( )

Entalpia de disolución:La entalpia de disolución (Hd) de una sustancia es la energía involucrada en elproceso de disolución.El cambio de entalpia que se observa al preparar una disolución puedeconsiderarse como la suma de dos energías: la energía requerida para romper

determinados enlaces (soluto-soluto y disolvente-disolvente) y la energía liberadapara la formación de enlaces nuevos (soluto-disolvente).El valor de la entalpia de disolución depende de la concentración de la disoluciónfinal.

Hdisolución =()

3. MATERIALES Y MÉTODOS:

3.1.- Requerimientos para la práctica N°7Debe de existir un laboratorio de química que cuente con suministros de agua,energía, desagüe, materiales y equipos de laboratorio.

* Materiales:

Vaso precipitado de 100 mL

Termómetro de 0 a 100°C (de preferencia graduado 0,1 – 0,2 °C) Probeta de 50 mL

Varilla de vidrio para agitar

*Reactivos:

Disolución de hidróxido de sodio, NaOH – 1M

Disolución de ácido clorhídrico, HCl – 1M Urea,(NH2)2CO Agua destilada


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*Equipos:

Calorímetro de presión constante

3.2.- Metodología y procedimiento experimental

Actividad1: Determinación de la entalpía de neutralización de NaOH con HCl.

a. Medir 50mL de disolución de HCl – 1M en una probeta y verter en elcalorímetro. Esperar 3 minutos y medir su temperatura (T1). Anotar elvolumen y la temperatura de HCl(ac) en la tabla1.


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b. Enjuagar la probeta, medir 50mL de disolución de NaOH – 1M y verter enun vaso de precipitados.

c. Medir la temperatura de la base con el mismo termómetro previamenteenjuagado. La temperatura de la base debe ser en lo posible igual a latemperatura del ácido, puede admitirse una diferencia de 0.2°C comomáximo. Anotar el volumen de NaOH(ac) en la tabla1.


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d. Verter la disolución de NaOH al calorímetro donde está la disolución deHCl. Tapar inmediatamente, agitar la mezcla moviendo el calorímetro consuaves movimientos de vaivén y medir la temperatura de la mezcla dereacción cada 20 segundos hasta alcanzar un máximo (T2). Anotar dichatemperatura en la tabla1.


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Actividad2: Determinación de la entalpía de urea en agua.

a. Medir en una probeta 50mL de agua destilada y agregar al calorímetro.Esperar 3 minutos y medir su temperatura (T1). Anotar el volumen ytemperatura en la tabla2.


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b. Agregar 4 gramos de urea al calorímetro (anotar la masa en la tabla2).Tapar inmediatamente, agitar la mezcla moviendo el calorímetro conmovimientos suaves y medir la temperatura de la mezcla de reacción cada20 segundos hasta alcanzar un mínimo (T2). Anotar dicha temperatura en latabla2.


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Actividad3: Balance de masa de entradas y salidas de materiales. Identificar y clasificar los residuos generados y disponerlos en los recipientesque corresponden.

4. RESULTADOS Y DISCUSIÓN:

4.1.- Resultados: Colocar los datos brindados en cada una de las tablas.

TABLA1: Determinación de la entalpía de neutralización de NaOH con HCl.

+ Cálculo de la entalpía de neutralización (cal/mol de agua formada)

Neutralización = ( )

Neutralización = ()

= - 100cal/molH2O

TABLA2: Determinación de la entalpía de disolución de urea en agua.

HCl - 1MV(mL) 50 mLT1(K) 21+ 273 = 294

NaOH - 1MV(mL) 50 mLT1(K) 21 + 273 = 294

Temperatura final máxima registrada, T2(K) 23 + 273 = 296 Masa de la mezcla final, m(gramos). Asuma que su densidad es 1g/mL 100 g

Calor específico de la mezcla final, c(cal/g°C). Asuma que se comporta como el agua pura 1 cal/g°C

Reacción de neutralización

Agua DestiladaV(mL) 50 mL

T1(K) (21 + 273)K = 294 K

Urea Masa(g) 4 g

Temperatura final mínima registrada, T2 (K) (20 + 273)K = 293 K

Masa de la mezcla final, m(gramos). Asuma que su densidad es 1 g/mL. 54 g

Calor específico de la mezcla final, c (cal/g°C). Asuma que se comporta comoagua pura.

1 cal/g°C

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)


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+ Cálculo de la entalpía de disolución (cal/mol de urea)

Disolución = ()

Disolución =

(

) = 810 cal/mol de urea

4.2.- Discusión:

El valor de se puede determinar experimentalmente midiendo el flujo de calorque acompaña a una reacción a presión constante. Al fluir calor hacia adentro ohacia afuera de un sistema, cambia la temperatura de la sustancia. Medianteexperimentos podemos determinar la variación de calor asociado a la reacciónquímica, midiendo el cambio de temperatura que se produce, al medir el flujo decalor se llama calorimetría. Según la Ley de Hess es que en la reacción se debe derestar la entalpía de los productos con la entalpia de los reactantes, para determinarla entalpía de la reacción. La entalpia de neutralización () en el primerproceso resultó negativa es porque es una reacción exotérmica. Y en el segundoproceso la entalpía de disolución () resulto positiva entonces la reacciónendotérmica (BROWN, 2004). Bueno al realizar el experimento se logró verificar lavariación de la temperatura sin ninguna dificultad.

5. CONCLUSIONES:

Siguiendo los consejos de las buenas prácticas de laboratorio, teniendo el cuidado

debido para la realización del experimento y con ayuda de la profesora se lograronobtener las entalpías de neutralización y disolución. El buen manejo de los materialesoptimizo los resultados, lavándolos luego de cada proceso para que todo el ambientese mantenga limpio y se pueda realizar con eficacia cada expermiento. Luegocolocamos los datos en cada una de las tablas, y empezamos los cálculos; luegoconcluimos óptimamente con la práctica N°7.

6. RECOMENDACIONES:

*Escuchar atentamente o leer con cuidado las instrucciones, ya que un error podría

afectar al experimento y obtener resultados no coherentes.*El experimentador debe determinar previamente la precisión que requiere para el

análisis, así como los instrumentos o materiales de laboratorio a su disposición, demanera que se pueda realizar el trabajo con normalidad.

*Es importante contar con los implementos de seguridad, como guardapolvos,guantes, etc. Así evitamos accidentes dentro del área y rendir con tranquilidad elexperimento a realizar.


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7. BIBLIOGRAFÍA

BROWN, T. (2004). Química. La ciencia central. México: PEARSON EDUCACIÓN.

Buenas Prácticas de Laboratorio. (s.f.). Obtenido dehttp://aulavirtual.usal.es/aulavirtual/demos/microbiologia/unidades/documen/uni_02/44/GLP.ht

CHANG, R. (2010). Química Décima Edición. México: The mcGraw-Hill companies.

Ciencia, M. d. (2007). Manual de Buenas Prácticas de Laboratorio. Recuperado el 19 demayo de 2016, de Servicio de Prevención de Riesgos Laborales:http://www.icv.csic.es/prevencion/Documentos/manuales/bpl_csic.pdf

8. CUESTIONARIO:

1. ¿Cómo confirmaría usted que logró cumplir con el propósito de la práctica?Confirmaríamos que logramos realizar el trabajo porque los resultados finales encierta forma al comparar con los diferentes grupos, son parecidos y porque comoantes se había mencionado seguimos todas las instrucciones brindadas por laprofesora.

2. ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable?Es confiable porque seguimos el paso a paso que la profesora realizo, y luegocontinuamos investigando más, para que así el margen de error sea mínimo y nos

ocasione dificultad con los cálculos.

3. ¿Cómo demuestra usted trabajó de manera segura?Utilizamos los materiales y equipos de protección personal: bata o guardapolvo yguantes de ser necesario, también seguimos las instrucciones de la profesora depráctica.

4. ¿Cómo demuestra que cuidó el ambiente en el laboratorio?Manejamos con cuidado los residuos generados, dejamos todos los instrumentosusados correctamente lavados

5. ¿Qué operaciones unitarias y que procesos unitarios ha llevado a cabo enesta práctica? Procesos unitarios: Dilución Agitación Combustión

Operaciones unitarias: Disolución


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6. Usted ha comprobado que la neutralización es una reacción exotérmica, lo

que significa que al ocurrir la reacción se pierde energía, ¿Por qué si sepierde energía, hay elevación de la temperatura de la masa contenida en elcalorímetro?Un aumento de temperatura aumenta la velocidad de la reacción, conindependencia de que ésta sea exotérmica o endotérmica. La explicación está enel hecho de que, al aumentar la temperatura, aumenta el número de moléculascon una energía igual o mayor que la energía de activación, con lo que aumenta elnúmero de choques efectivos. La velocidad de la reacción se duplica por cada10ºC de aumento de temperatura.

7. ¿Se hubiese logrado el propósito si se hubiese trabajado con un recipienteque no estuviese aislado térmicamente?No, porque si la reacción se lleva a cabo en un recipiente aislado del exterior,entonces el sistema no ganara ni perderá calor (qsistema=0) pero dentro del

recipiente si habrá cambios internos (calor de neutralización y calor que gana lamezcla).

8. ¿Se podría medir el calor de combustión en un calorímetro como el que hausado en el laboratorio?Si se podría medir considerando la temperatura y la masa de la mezcla que secoloque dentro de ella, también se debe considerar el calor específico de dichomaterial.

9. Describa brevemente el procedimiento de la práctica 7 Determinación de la entalpia de neutralización de NaOH con HCl: Medir 50 ml de disolución de HCl en una probeta y verter al calorímetro,

registrar la temperatura. Medir 50ml de NaOH, verterla al calorímetro y registrar su temperatura. Mezclar el ácido y la base en el calorímetro y medir la temperatura de

mezcla cada 20 segundo hasta alcanzar una temperatura máxima. Determinación de la entalpia de disolución de urea en agua: Medir en una probeta 50 ml de agua destilada, agregar al calorímetro y

registrar su temperatura. Agregar 4g de urea al calorímetro tapar inmediatamente y agitar, medir la

temperatura de la mezcla cada 20 segundos hasta alcanzar una mínimatemperatura.

10. Un calorímetro contiene 100mL de HCl 0,5M a 20°C y se le agrega 100mL deNaOH 0,5M a la misma temperatura. Se agita el sistema y luego se observaque el sistema alcanza una temperatura máxima de 24°C. Calcule la entalpiade neutralización por mol de agua formada. Asuma que la mezcla tienedensidad y calor específico igual a los del agua.

Hneutralización =( )


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Hneutralización =()( )()

Hneutralización =

Hneutralización =-800

11. Un calorímetro contiene 100mL de agua destilada a 20°C. Se le agrega 10g deurea y se agita el sistema observándose que al cabo de un tiempo alcanzauna temperatura mínima de 15°C. Calcule el calor de solución por mol desoluto.

Hdisolución =()

Hdisolución = ()

Hdisolución =3300


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“UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA

LA MOLINA”

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICACURSO: QUÍMICA GENERAL LABORATORIO

INFORME DE LA PRÁCTICAGRUPO DE LABORATORIO “B”

TÍT ULO: “TERMOQUÍMICA”

APELLIDOS Y NOMBRES DE LOS ALUMNOS:

HUAMANI CHAVEZ, Gissell Marisol HUAMÁN PASAPERA, Grecia Carolina

N° DE MATRICULA: 20160032 20160031

FACULTAD Y ESPECIALIDAD: AGRONOMÍA

HORARIO DE PRÁCTICA (D/H): Martes / 8:00 – 10:00 am

APELLIDOS Y NOMBRES DEL PROFESOR DE LABORATORIO FIGUEROA, Clara

FECHA DEL EXPERIMENTO: 17 de mayo del 2016

FECHA DEL INFORME: 24 de mayo del 2016

LA MOLINA – LIMA - PERÚ

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