Práctica 9. Termoquímica

Química 2º bachillerato
Práctica 9
Termoquímica
1. Introducción.
La inmensa mayoría de los procesos químicos transcurre con un intercambio de energía
entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio de estos intercambios de energía constituye
el objeto de la termodinámica química. En gran parte de los casos la energía se intercambia
únicamente en forma de calor y recibe el nombre de termoquímica la rama de la termodinámica
que se ocupa exclusivamente de la energía calorífica asociada a un determinado cambio
químico.
Desde el punto de vista del calor intercambiado, las reacciones se clasifican en
exotérmicas (si van acompañadas de desprendimiento de calor) y endotérmicas (sí se absorbe
calor del medio durante el proceso). Si la reacción transcurre sin absorción ni desprendimiento
de calor, se dice que es termoneutra; estas reacciones son poco frecuentes.
Por convenio, el calor desprendido se toma como negativo.
Desde el punto de vista microscópico, el desprendimiento de calor está
relacionado con un aumento en la energía de los movimientos al azar de las moléculas
del sistema; este aumento espontáneo de la energía cinética en las moléculas implica
una disminución de su energía potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los
productos frente a los reactivos.
Al final de un proceso exotérmico la entalpía del sistema habrá disminuido (ΔH < 0) y
los productos corresponderán a un estado de menor energía potencial (más estable) que los
reactivos.
Puesto que el calor asociado con un determinado cambio químico depende de las
condiciones bajo las cuales se realice éste, es preciso especificar las mencionadas condiciones.
Dado que la mayor parte de las reacciones químicas se realizan en recipientes abiertos y a la
presión constante de una atmósfera, el calor de reacción más usado es el calor de reacción a
presión constante Qp. Puede demostrarse que si el sistema que reacciona es cerrado (es decir, no
intercambia materia con el exterior) y realiza o sufre a lo sumo un trabajo macroscópico de
expansión o compresión por causa de la reacción (es decir, en las condiciones habituales del
trabajo en el laboratorio), Qp coincide con la variación de la función termodinámica entalpía,
ΔH, para la reacción en cuestión. Teniendo en cuenta que la entalpía es una función de estado y
que, por tanto, su incremento sólo depende de los estados inicial y final del sistema, es fácil ver
que el calor que interviene en un determinado proceso químico será el mismo tanto si la
reacción se realiza en una sola etapa como si lo hace en varias (Ley de Hess).
El cambio de entalpía, ΔHA→B, para la reacción
A→B
se puede calcular sumando los cambios de entalpía para una serie de pasos intermedios.
A→C→D→B
Así, ΔHA→B = ΔHA→C + ΔHC→D + ΔHD→B. Este concepto es sobre todo útil en el cálculo
del cambio de entalpía para las reacciones que no son fáciles de observar o medir directamente.
Las funciones de estado termodinámicas asociadas a un determinado proceso químico
suelen conocerse por el tipo de reacción; así se habla de entalpías o de energías libres de
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neutralización, combustión, disolución, etc. Las variaciones de las funciones termodinámicas de
las reacciones químicas dependen de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas,
líquido ó sólido) de los reactivos y productos. Para poder comparar las funciones
termodinámicas de diferentes reacciones, es conveniente definir un conjunto de condiciones,
llamadas estándar, en las que se tabulan la mayor parte de las entalpías. El estado estándar de
una sustancia es en el que se encuentra, puro, a presión atmosférica (1 atmósfera) y a
temperatura ambiente (generalmente aceptada como 298 K, 25 ºC). Así, la entalpía estándar
de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y los
productos están en su estado estándar. Denotamos una entalpía estándar como
, donde el
superíndice º indica condiciones de estado estándar.
La entalpía de cualquier proceso se mide fácilmente sin más que tomar las
temperaturas inicial y final y teniendo en cuenta que el calor cedido y el absorbido son
iguales, en valor absoluto. Para el cálculo, se utiliza la expresión Q = m.ce.Δt.
En la realización de esta práctica habrá que tener especial cuidado con la toma de
temperaturas (las diferencias son pequeñas) y con limpiar y secar el termómetro al
introducirlo en una disolución distinta. Es mejor utilizar el mismo termómetro, a menos
que dispongamos de termómetros bien calibrados.
2.-Objetivos de la práctica.
1.- Observar que las reacciones químicas suelen ir acompañadas de absorción o
desprendimiento de calor.
2.- Medir las entalpías de neutralización de varias reacciones y compararlas.
3.- Aplicar la ley de Hess al cálculo de una entalpía de reacción.
3. Material y productos
Balanza
 Agua destilada
Vidrio de reloj
 NaOH, NaOH 0,5M
Espátula
 HCl 0,5M y 0,25M
Termómetro que aprecie décimas de grado
Vaso de precipitados de 250 cm3
Montaje para calentamiento
Probetas de 100 y 200 cm3
Varilla de vidrio
Calorímetro
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3. Realización
a) MEDIDA DEL EQUIVALENTE EN AGUA DEL CALORÍMETRO
Cuando un líquido contenido en un calorímetro recibe calor (energía) la absorbe, pero
también la absorben las paredes del calorímetro. Lo mismo sucede cuando pierde
energía. Esta intervención del calorímetro en el proceso se representa por su equivalente
en agua: su presencia equivale a añadir al líquido que contiene los gramos de agua que
asignamos a la influencia del calorímetro y que llamamos "equivalente en agua". El
"equivalente en agua" viene a ser "la cantidad de agua que absorbe o desprende el
mismo calor que el calorímetro".
Para calcular el equivalente en agua de un calorímetro dado procedemos de la siguiente
manera:
Medidos con la probeta 100 c.c de agua (100 g), la vertemos en un vaso de precipitados
y calentamos hasta su temperatura de ebullición. Dejamos hervir el agua y anotamos la
temperatura de ebullición. En nuestra experiencia resultó que ese día era de 99 ºC.
Echamos 100 g de agua en el calorímetro y esperamos a que se alcance el equilibrio con
el calorímetro. Anotamos la temperatura de equilibrio: 18 ºC.
Añadimos el agua caliente al calorímetro y anotamos la temperatura que se alcanza y se
mantiene unos instantes antes de que empiece a descender. Obtuvimos 52 ºC.
Para los cálculos procedemos:
Qperdido + Q ganado = 0
0,1 4180 (52-99) +0,1 4180 (52-18) + Eq 4180 (52-18) = 0
Equivalente en agua=0,0382 kg=38 g. (No aventuramos una aproximación mayor
conscientes de los posibles errores introducidos por el aislamiento)
Usar este calorímetro supone que debemos calentar las paredes, el termómetro y el
agitador y que todo ello equivale a calentar 38 g de agua, siempre que el calorímetro se
use con el mismo termómetro y el mismo agitador.
b) MEDIDA DE LA ENTALPÍA (DE DISOLUCIÓN) asociada al proceso:
Echa en el calorímetro, 200 cm3 de agua destilada y anota su temperatura, t4 = ..
Pesa 2 g de NaOH, usando un vidrio de reloj y viértelos en el calorímetro, anotando
la máxima temperatura alcanzada, t5 = ...
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El NaOH hay que pesarlo y echarlo en el calorímetro con rapidez (utiliza una varilla
de vidrio), porque absorbe agua y, además, se pegará al vidrio.
El calor cedido en el proceso hará que aumente la temperatura del agua, del
calorímetro y del propio NaOH. La aproximación que se hace es considerar el calor
específico de este último como si fuese agua (ce = 4,18 J/g.ºC). Otra opción es
despreciar el calor absorbido por el NaOH.
Qdesprendido en el proceso = Qabsorbido por todos los componentes =
= ( magua + mequivalente del calorímetro + mNaOH ) . ce . ( t5 - t4 )
Teniendo en cuenta que ese es el calor cedido al disolverse 0,05 mol de NaOH,
calcula ΔH1.
ΔH1 = ......
Vacía y escurre el calorímetro.
c) MEDIDA DE LA ENTALPÍA (DE NEUTRALIZACIÓN) asociada al proceso:
Mide 100 cm3 de NaOH 0,5 M y vacíalo en el calorímetro.
Mide 100 cm3 de HCl 0,5 M y anota su temperatura, t6 = ..
Comprueba la temperatura del NaOH y espera o enfría el calorímetro hasta que tenga
aproximadamente la misma temperatura.
Vierte el HCl en el calorímetro, tápalo, agita y mide la máxima temperatura
alcanzada, t7 =...
Qdesprendido en el proceso = (200 g + mequivalente del calorímetro). ce . ( t7 - t6 )
y, por tanto, Δ H2 = .....
Vacía el calorímetro, lávalo y escúrrelo.
d) MEDIDA DE LA ENTALPÍA (DE REACCIÓN) asociada al
proceso:
Mide 200 cm3 de HCl 0,25 M, échalos en el calorímetro y anota su temperatura, t8 =
..
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Pesa 2 g de NaOH usando un vidrio de reloj y viértelos en el calorímetro, anotando la
máxima temperatura alcanzada, t9 = ...
Qdesprendido en el proceso = (200 g + mequivalente del calorímetro + mNaOH) . ce . ( t9-t8 )
y, por tanto, Δ H3 = .....
5. Cuestiones
1. ¿Todas las sustancias desprenden calor al disolverse?.
2. ¿Qué papel desempeñan los iones Na+aq y Cl-aq en el proceso c)?.
3. Calcula Δ H3 utilizando los resultados de los apartados b) y c). ¿Qué ley has
utilizado?.
4. Compara el valor obtenido en c) con el bibliográfico. Calcula el porcentaje de
error. Haz un estudio de las posibles causas de error.
5. Describe el procedimiento que seguirías para determinar, de forma aproximada, el
calor de disolución del NaOH en agua, indicando el material que utilizarías. Si al
disolver 1,2g de NaOH sólido en 250 mL, el incremento de temperatura de la disolución
es 1,24 ºC, calcula el calor molar de disolución del NaOH.
Datos: Ce (agua) = 4,18 J/g.ºC.
6. Explica detalladamente como calcularías en el laboratorio el calor de disolución de
NaOH (s) en agua. Haz el cálculo del calor de disolución (a P e T del laboratorio)
suponiendo una masa de NaOH de 5 g que se disuelven en 900 mL en un calorímetro
que equivale en agua a 13 g. El aumento de la temperatura del agua fue de 1ºC. Datos:
El calor específico del agua es de 4,18 J/g.ºC e la densidad del agua es de 1g/ml.
7.Suponiendo que disponemos de 100mL de HCl 0,1M y de hidróxido sódico (sólido
en lentejas), ¿como prepararías la disolución de hidróxido de sodio 0,1M? Describe el
procedimiento que emplearías para medir en el laboratorio el calor de neutralización de
las dos disoluciones: 0,1M de ácido clorhídrico y 0,1M de hidróxido de sodio. Si en la
reacción se liberan 550J, ¿qué valor tendrá el calor molar de neutralización entre las dos
especies?.
8. ¿Cómo determinarías en el laboratorio el calor de neutralización de un ácido fuerte
con una base fuerte?. Explícalo con un ejemplo.
9. Describe el procedimiento para calcular en el laboratorio el calor de disolución de
NaOH(s) en agua. Enumera el material y el modo de hacer los cálculos.
6. Observaciones
Las disoluciones de NaOH borran los números de los termómetros, cuando estos
están pintados por fuera y algunos calorímetros no tienen orificio suficiente para un
termómetro de funda.
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