Daniel Cao Labora 2º Bachillerato A
Título:
Determinación de la entalpía de disolución del NaOH.
Objetivo:
Medir experimentalmente el calor producido al disolver 8 gramos de NaOH en 100 mililitros de
agua y calcular la entalpía de disolución de dicha reacción.
Material:
•
Vaso de precipitados
•
Probeta
•
Tapa de plástico
•
Termómetro
•
Agua destilada
•
NaOH(s)
•
Balanza electrónica
•
Espátula
•
Vidrio de reloj
•
Mechero de bolsillo
•
Mechero de gas
Desarrollo:
Cogemos una probeta y la llenamos de 100 mililitros de agua destilada. Pesamos el vaso de
precipitados en la balanza electrónica y, tras hacerlo, lo sacamos de la balanza y lo llenamos con el
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contenido de la probeta. A continuación, introducimos un termómetro en el vaso.
Mientras el termómetro se adecúa a la temperatura del agua, pesamos el vidrio de reloj, pulsamos
TARA y pesamos 8 gramos de NaOH (traspasándolos del bote al vidrio de reloj mediante una
espátula). Medimos la temperatura inicial del agua y la anotamos.
Con un mechero de bolsillo encendemos uno de gas, y con éste calentamos una varilla de vidrio;
mediante la cual generamos un agujero en la tapa de plástico. Ahora, con ayuda de la espátula,
liberamos el NaOH del vidrio de reloj en el vaso de precipitados y colocamos la tapa. Por el agujero
introducimos el termómetro y agitamos para lograr una rápida disolución del NaOH en el agua.
Medimos la temperatura máxima alcanzada durante la reacción.
Finalmente, lavamos el material y guardamos la disolución resultante en un bote etiquetado
(NaOH aprox 2M).
Datos y simbología:
Nota: El símbolo ( ) indica datos no medidos en la experiencia que serán calculados con los
datos experimentales.
Ce H2O ≈ Ce disolución... Calor específico del agua, aproximadamente igual al calor específico de la
disolución: 4,180
J
ºC⋅g
Ce vidrio... Calor específico del vidrio: 0,876
J
ºC⋅g
V...Volumen de agua: 100 mL
ρ... Densidad del agua destilada: 1
g
mL
mH O... Masa del agua: ( ) g
2
mdisolución... Masa de la disolución ( ) g
mvaso... Masa del vaso de precipitados: 96,8 g
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mNaOH... Masa de NaOH: 8 g
g
mol
M... Masa molar del NaOH: 40
n... Cantidad de NaOH: ( ) mol
T1... Temperatura inicial: 19 ºC
T2... Temperatura final: 34 ºC
∆T... Incremento de temperatura: ( ) ºC
Q... Cantidad de calor desprendido en el proceso: ( ) J
∆H obtenida... Entalpía de disolución del NaOH experimental ( )
J
mol
Cálculos:
Nota: El calor y entalpía son negativos por el criterio de signos (debido a que se desprenden).
m H O =V⋅ρ=100 g H 2 O
2
mdisolución =m H O m NaOH =108 g disolución
2
∆ T =T 2 −T 1=15 ºC
Q= mvaso⋅c evidrio mdisolución⋅c e H O ⋅∆ T =8044 J =−8,044 kJ
2
n=
m NaOH
=0,2 mol NaOH
M
∆ H obtenida=
Q
kJ
=40,22
n
mol
Errores:
Para ello debemos comprobar la entalpía de disolución obtenida con el valor real. Dicho valor de
contraste está dado para 25ºC y lo obtengo de:
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http://www.ing.unrc.edu.ar/materias/balances_de_masa_y_energia/archivos/teoricos/09mezclado_y_disolucion.pdf
Dicho valor es este: ∆ H teórica=−42,89
kJ
mol
Calculemos el error relativo
∣∆ H obtenida−∆ H teórica∣
Er=
⋅100=0,0623
∆ H teórica
El error relativo porcentual sería: 6,23 %
•
Las causas del error, que es grande; pero no anormal para una experiencia como esta, son
varias:
•
La entalpía teórica estaba dada para 25ºC y la temperatura del laboratorio era algo menor.
•
El NaOH tiende a captar la humedad del aire (producida por el vapor de agua en aire). Así
parte del peso del NaOH sería de agua que contenía, y los moles reales de NaOH serían algo
menos de los 0,2 teóricos. Además la balanza pesa de 0,1 g en 0,1g lo que puede
incrementar el error.
•
No obstante, el error fundamental y que explican los 3 kilojulios por mol que faltan es el
calor que se escapa a través del vaso o la tapa. Si reflexionamos acerca del hecho, es lógico que
nuestra entalpía sea menor (en valor absoluto) a la teórica, debido a que hay parte del calor (el
escapado) que no contribuyó a elevar la temperatura; lo que habría aumentado la entalpía (en valor
absoluto). Este problema hace que el error en la experiencia sea grande, pero inevitable sin los
medios adecuados para evitar la salida de calor.
Conclusiones:
•
El objetivo, aunque con un cierto error, ha sido cumplido.
•
Hubiera sido conveniente utilizar un calorímetro en la experiencia, lo que habría reducido el
error.
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