FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA
En esta experiencia vamos a
medir la cantidad de calor que se absorbe o se desprende en reacciones que
tienen lugar en disolución acuosa. Para ello vamos a utilizar un calorímetro
que es un vaso aislado térmicamente provisto de una tapadera a través de la cual se inserta un termómetro. La
tapadera no cierra herméticamente a fin de que el contenido del vaso esté a
presión constante (véase la
figura). La
cantidad de calor asociada a las reacciones químicas y a los cambios físicos se
establece midiendo los cambios de temperatura de la disolución.
Realizaremos los siguientes ensayos:
1.- Determinación experimental de la
capacidad calorífica (o equivalente calorífico en agua) del calorímetro.
2.- Determinación experimental de la
cantidad de calor desprendido en reacciones de neutralización:
-
Neutralización de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de
hidróxido de sodio.
-
Neutralización de una disolución acuosa de ácido acético con otra de hidróxido
de sodio.
-
Neutralización de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de
amoniaco.
3.- Determinación de la cantidad de calor absorbido al disolver
cloruro de amonio sólido en agua.
4.- Finalmente utilizaremos algunos de
los datos experimentales obtenidos para calcular, aplicando la ley de Hess, la
cantidad de calor absorbida o desprendida en la reacción de descomposición del
cloruro de amonio:
NH4Cl(s) → NH3(g) +
HCl(g)
MATERIAL
Y REACTIVOS
Material
|
Reactivos
|
Calorímetro
Termómetro
Placa calefactora
Probeta
2 vasos de precipitados
|
Hidróxido de sodio (NaOH)ac, 3 M
Ácido clorhídrico (HCl)ac, 3 M
Ácido acético (CH3COOH)ac,
3 M.
Amoniaco (NH3)ac, 3 M
Cloruro de amonio (NH4Cl)s
|
MÉTODO EXPERIMENTAL
Cuando se lleva a cabo una
reacción exotérmica en un calorímetro el calor liberado en la reacción es
absorbido parte por el agua (elevándose su temperatura)
y parte por las paredes del calorímetro. La cantidad de calor que
absorbe el calorímetro se expresa como su capacidad
calorífica o equivalente de agua,
eqc.
Esto se refiere a la cantidad de agua que absorbería la misma cantidad de calor
que el calorímetro por el cambio en un grado de temperatura. El equivalente de
agua de un calorímetro se determina experimentalmente y su valor es una
constante para todos los experimentos efectuados en el calorímetro.
2.- DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE CALORES DE
NEUTRALIZACIÓN. REACCIONES A PRESIÓN CONSTANTE.
Cuando se lleva a cabo una reacción de
neutralización en un calorímetro mezclando una disolución de un ácido con otra
de una base, el calor liberado en la reacción de neutralización es absorbido
por el agua (que aumenta su temperatura) y por las paredes del calorímetro.
2.1.- Reacción de neutralización de un ácido
fuerte por una base fuerte
- Medir 50 mL de
una disolución de hidróxido de sodio 3M y anotar su temperatura.
- Medir 50 mL de
una disolución de ácido clorhídrico 3M y anotar su temperatura.
- Añadir, simultáneamente, ambas
disoluciones al calorímetro.
- Cerrar el calorímetro, agitar
suavemente y anotar la temperatura a intervalos de 1 minuto, durante cinco
minutos, manteniendo la agitación todo el tiempo.
- Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a
tiempo cero para determinar To.
- Suponiendo que la densidad de la mezcla
de reacción es aproximadamente 1 g/cm3 y que su calor específico se
aproxima a 1 cal/g·K, calcular el calor de neutralización (en KJ/mol) para la
reacción de neutralización efectuada:
NaOH(ac) + HCl(ac)
→ Na+(ac) + Clˉ(ac) + H2O(l) ó OHˉ(ac) + H+(ac)
→ H2O(l)
2.2.- Reacción de neutralización de un ácido débil
por una base fuerte.
Repetir el proceso del
apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 3M y
50 mL de una disolución de ácido acético 3M.
Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el
tramo recto, a tiempo cero para determinar To. Calcular la entalpía
de neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada.
NaOH(ac) + CH3COOH(ac)
→ CH3COOˉ(ac) + Na+(ac) + H2O(l)
2.3.- Reacción de
neutralización de un ácido fuerte por
una base débil.
Repetir
el proceso del apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de ácido
clorhídrico 3M y 50 mL de una disolución de amoniaco 3M.
Realizar la gráfica T/t
y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To. Calcular
la entalpía de neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada.
NH3(ac) + HCl(ac)
→ NH4+(ac) + Clˉ(ac)
3.- DETERMINACIÓN
EXPERIMENTAL DEL CALOR DE DISOLUCIÓN DEL CLORURO DE AMONIO.
- En una balanza de precisión pesar
entre 10 y 11 gramos
de NH4Cl sólido, y anotar la masa de la muestra.
- Medir 50 mL de agua destilada, anotar
su temperatura y añadirlos al calorímetro.
- Añadir el NH4Cl sólido al
calorímetro. Agitar vigorosamente y anotar la temperatura a intervalos de 1
minuto. Comprobar que todo el sólido se ha disuelto antes de realizar la
primera medida de temperatura.
-
Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar
To.
-
Calcular el calor de disolución en KJ/mol,
NH4Cl(s) + H2O(l)
→ NH4+(ac) + Clˉ(ac)
4.- APLICACIÓN
DE LA LEY DE
HESS PARA CALCULAR ΔH PARA LA REACCIÓN DE
DESCOMPOSICIÓN DEL CLORURO DE AMONIO
NH4Cl(s)
→ NH3(g) + HCl(g)
Datos necesarios:
A1: Valor experimental de ΔH
determinado para: NH3(ac)
+ HCl(ac) → NH4+(ac) + Clˉ(ac) (apartado
2.3)
A2: Valor experimental de ΔH
determinado para: NH4Cl(s)
+ H2O(l) → NH4+(ac) + Clˉ(ac) (apartado
3)
A3: ΔH3
= -34.640 J/mol, para: NH3(g) + H2O(l) →
NH3(ac)
A4: ΔH4
= -75.140 J/mol, para: HCl(g) + H2O(l) →
HCl(ac)
A continuación tenemos unos vídeos que nos explican como hallar entalpias de reacción y calores de reacción
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