Universidad de Costa Rica

16. Termoquímica y termodinámica


Guía de experimentos de Química General

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Objetivos


Calcular el calor desprendido en varias reacciones que se llevan a cabo en un calorímetro, a partir de la medición de la temperatura.

Familiarizarse con mediciones de temperatura, el uso del calorímetro y el cálculo de $\Delta H$ (entalpía o calor de reacción a presión constante qp) para algunas reacciones.

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Introducción


El calor es una forma de energía que pasa espontáneamente de un objeto con alta temperatura hacia otro objeto de menor temperatura, siempre y cuando estén en contacto.

Las reacciones químicas pueden ser endotérmicas, si requieren calor para realizarse, o exotérmicas si liberan calor. El calor desprendido puede medirse en un aparato llamado calorímetro y se expresa en Joule (J, unidad SI). Un calorímetro es un recipiente sencillo con paredes aisladas, de manera que el calor no pueda intercambiarse entre lo que contiene el calorímetro y sus alrededores. Es posible construir calorímetros sencillos para hacer mediciones aproximadas.

El calor absorbido por el calorímetro está determinado por su capacidad calórica, por lo que debe hacerse una corrección en el cálculo final. Por ejemplo, si se mezclan dos volúmenes iguales de agua a diferente temperatura (figura 16.1 o figura 16.2), el calor que pierde el volumen de agua a mayor temperatura debe ser igual al calor que gana el volumen de agua a menor temperatura. Si la pérdida y la ganancia de calor no son iguales se debe a que posiblemente el recipiente absorbió parte del calor, razón por la cual debe determinarse la capacidad calórica de cada instrumento.

Figura 16.1. Volúmenes iguales de agua a distinta temperatura, calorímetros de cobre.

Figura 16.1. Volúmenes iguales de agua a distinta temperatura, calorímetros de cobre.

Figura 16.2. Acercamiento de los volúmenes iguales de agua a distinta temperatura, calorímetros de cobre.

Figura 16.2. Acercamiento de los volúmenes iguales de agua a distinta temperatura, calorímetros de cobre.

Figura 16.3. Calorímetros de estereofón.

Figura 16.3. Calorímetros de estereofón.

Figura 16.4. Acercamiento de los calorímetros de estereofón.

Figura 16.4. Acercamiento de los calorímetros de estereofón.

Es importante recordar que en este tipo de mediciones algunos sistemas no intercambian calor con los alrededores, por lo que se cumple la ecuación:

$0=q_{1}+q_{2}+q_{cal}$ (1)

Donde $q_{1}$ corresponde a la especie 1 (agua caliente), $q_{2}$ a la especie 2 (agua fría) y $q_{cal}$ se refiere al calor ganado por el calorímetro.

A continuación se ofrece un ejemplo de este cálculo, tomando en cuenta que la densidad del agua es de 1,00 g/mL.

Se debe hacer uso de la siguiente fórmula:

$q=m*C_{esp}*\Delta T$ (2)

Donde $m$ es la masa de una sustancia en gramos, $C_{esp}$ se refiere a la capacidad calórica específica en J/g °C y $\Delta T$ es el cambio de temperatura en Celsius que ha tenido la sustancia. En el siguiente caso, donde se mezclan volúmenes iguales de agua a diferentes temperaturas (ver el cuadro siguiente), tanto el calor ganado por B como el perdido por A es el mismo, ya que los alrededores ni el calorímetro absorbieron el calor. Para calcular el calor perdido por A y ganado por B se tiene:

Temperatura de 50,0 mL de agua (A) 40 °C
Temperatura de 50,0 mL de agua (B) 20 °C
Temperatura después de mezclar (A y B) 30 °C

 

El calor ganado nunca debe ser mayor al calor perdido, debido a que la única fuente de calor es la de mayor temperatura. Si esto sucede existe un error en los cálculos o en el proceso realizado.

El cálculo del calor para cada recipiente, utilizando con la fórmula anterior y sabiendo que el $C_{esp}$ del agua es de 4,18 J/g °C:

Calor perdido por A 50 g x 4,18 J/g °C x 10 °C = 2090 J
Calor perdido por B 50 g x 4,18 J/g °C x 10 °C = 2090 J

 

Cuando hay calor absorbido por el calorímetro se procede de la siguiente manera: para calcular el calor perdido por A, el ganado por B y el absorbido por el calorímetro, se tiene:

Temperatura de 50,0 mL de agua (A) 40 °C
Temperatura de 50,0 mL de agua (B) 20 °C
Temperatura después de mezclar (A y B) 28 °C

 

El calor ganado nunca debe ser mayor al calor perdido (en esta práctica), debido a que la única fuente de calor es el de mayor temperatura. Si esto sucede existe un error en los cálculos o en el proceso realizado.

El cálculo de los calores con la fórmula anterior, sabiendo que el Cesp del agua es de 4,18 J/g °C:

Calor perdido por A 50 g x 4,18 J/g °C x 12 °C = 2508 J
Calor ganado por B 50 g x 4,18 J/g °C x 8 °C = 1672 J
Calor que absorbió el calorímetro -(-2508 J + 1672 J ) = 836 J
Capacidad calórica del calorímetro 836 J / 12 °C = 70 J/°C

 

El a utilizar corresponde a la temperatura final del sistema menos la temperatura inicial del calorímetro.

Nótese entonces que, al usar este calorímetro, en otro experimento deberá hacerse una corrección al sumar el calor absorbido por el calorímetro, el cual se calcula multiplicando 70 J/°C por el cambio de temperatura en el experimento.

Un calorímetro como este puede usarse para medir el calor de reacción, por ejemplo el calor de neutralización, el cual se desprende en la reacción de cantidades equivalentes de ácido y de base en disolución. Si el calor es medido a presión constante, el valor obtenido se denomina el cambio en la entalpía de la reacción.

Si se mezclan 50,0 mL de disolución de un ácido con 50,0 mL de disolución de una base, ambas de la misma concentración y temperatura, se encuentra que luego de haberlas mezclado, la temperatura aumentó en 8,5 °C y el volumen final alcanzó los 100 mL.

Cálculo del calor de neutralización (se supone que el calor específico de la disolución final es de 4,18 J/g °C).

Calor ganado por la disolución 100 g x 4,18 J/g °C x 8,50 °C = 3553 J
Calor ganado por el calorímetro 70 J / °C x 8,50 °C = 593 J
Calor de neutralización 3553 J + 593 J = 4146 J

 

Este es el calor que se desprende en la reacción de 50,0 mL de ácido con 50,0 mL de base (HCl con NaOH) ambos de igual concentración. Recuerde que en procesos donde se libera calor, este será de signo negativo, como sucede en este caso (ec.1).

Procedimiento


Materiales

Disoluciones 1,00 mol/L de NaOH, HCl y HOAc, zinc granulado (fino) y disolución 1 mol/L de CuSO4.

Equipo

Calorímetros de cobre o en su lugar vasos de espuma plástica (300 mL) con tapa de cartón corrugado o vasos de poliestireno con tapa ajustada.

2 termómetros graduados en 0,1°C, dos agitadores de vidrio con anillo agitador en el extremo, dos buretas, beaker de 250 mL y beaker de 400 mL, quemador, núcleos de ebullición, cedazo con asbesto, anillo y bureta de 50 mL.


A) Calibración de los termómetros A y B

Para calibrar los termómetros que se utilizarán en este experimento, se procede de la siguiente manera: rotule los termómetros como A y B, en un beaker de 250 mL añada 100 mL de agua de tubo y suficiente hielo para que la mezcla ocupe dos terceras partes del beaker, sumerja en esta mezcla ambos termómetros y después de dos minutos anote las temperaturas de cada termómetro en su cuaderno. En otro beaker de 400 mL caliente aproximadamente 250 mL de agua a una temperatura de 50 °C; lea la temperatura con ambos termómetros y anótelas en su cuaderno. Continúe calentando el agua hasta ebullición y cuando esté hirviendo lea la temperatura en ambos termómetros y anótelas en su cuaderno.

Con estos datos tabulados genere una ecuación de línea recta ( $y= mx+b$) donde $x$ es el dato leído en el termómetro y $y$ el dato esperado (consulte el dato del punto de ebullición en su sede). Una vez que se haya determinado la pendiente ($m$) y el intercepto ($b$) se podrá corregir los valores de temperatura introduciendo cada valor de x en la ecuación de la recta.

Cuadro 16-1. Calibración de termómetros

Temperatura aproximada °C Lectura en °C de termómetros
A B
0    
50    
Ebullición    

 

B) Determinación de la capacidad calórica del calorímetro

Enumere ahora sus dos calorímetros como N° 1 y N° 2. Mida con una probeta 20 mL de agua del tubo y colóquela en el vaso N° 1, a continuación mida 20 mL de agua calentada aproximadamente a 40 °C en el vaso N° 2. Después de dos minutos, lea y anote las temperaturas de ambos calorímetros. Mezcle ahora rápida y completamente el contenido del vaso N° 1 en el vaso N° 2. Mezcle los dos volúmenes con el agitador y lea la temperatura de la mezcla después de dos minutos.

Calcule la capacidad calórica del calorímetro 2 de la siguiente manera:

1. Determine el calor ganado por el agua del calorímetro N° 1 con la siguiente fórmula:

q1 = 20 g de H2O x 4,18 J/g °C x $\Delta T$

2. Determine el calor perdido por el agua del calorímetro N° 2 con la siguiente fórmula:

q2 = 20 g de H2O x 4,18 J/g °C x $\Delta T$

La diferencia entre q2 y q1 dividido entre el $\Delta T$ del calorímetro N° 2 es la capacidad calórica del calorímetro (Ccal) en J/°C. Repita el proceso para corroborar el resultado y sacar el promedio. Anote sus resultados en el cuadro correspondiente.

Resultados

Temperatura de 20,0 mL de agua en el vaso N.° 1  
Temperatura de 20,0 mL de agua en el vaso N° 2  
Temperatura final de la mezcla  
$\Delta T$ para el vaso de agua N° 2  

 

C) Calor de neutralización del NaOH con HCl

Seque los dos calorímetros. Rotule dos buretas, una que diga HCl y otra NaOH. En estas buretas coloque las disoluciones correspondientes, disolución de HCl 1,00 mol/L y en la otra disolución de NaOH 1,00 mol/L. En el calorímetro N° 1 mida exactamente 20,00 mL de disolución de HCl, tape el calorímetro, agite la disolución, como se explicó en la clase, y mida la temperatura después de dos minutos. Repita el procedimiento anterior en el calorímetro N° 2 usando la disolución de NaOH.

Rápidamente, remueva las tapas y vacíe la disolución de HCl del calorímetro N° 1 al calorímetro N° 2 con la disolución de NaOH. Vacíe rápida y completamente. Tape el calorímetro N° 2, agite y anote la temperatura máxima observada.

Determine el calor de neutralización de NaOH o HCl de la siguiente forma:

  1. Calcule la masa total de la disolución final, tomando en cuenta que la densidad de la disolución final es de 1,02 g/mL.
  2. Calcule el calor ganado por la disolución tomando en cuenta, que el calor específico de la disolución final es de 4,01 J/g °C.
  3. Determine el calor ganado por el calorímetro, multiplicando la Ccal por el cambio de temperatura del calorímetro N° 2.
  4. Sume el calor ganado por la disolución y el calor ganado por el calorímetro y divida este valor entre la cantidad de moles de NaOH.
  5. El calor desprendido por la reacción de neutralización es igual al valor obtenido en el punto número 4 con signo contrario.

Resultados

Anote los siguientes datos en su cuaderno:

Datos Valor
Temperatura de 20,00 mL de disolución de HCl  
Temperatura de 20,00 mL de disolución de NaOH  
Temperatura máxima de la reacción  
Calor que ganó el agua en el calorímetro  
Calor que ganó el calorímetro  
Cantidad de moles de NaOH  

 

D) Calor de neutralización de NaOH con HOAc

Repita todo el procedimiento de la parte C) sustituyendo el HCl por ácido acético.

Resultados

Anote los siguientes datos en su cuaderno:

Datos Valor
Temperatura de 20,00 mL de disolución de HOAc  
Temperatura de 20,00 mL de disolución de NaOH  
Temperatura máxima de la reacción  
Calor que ganó el agua en el calorímetro  
Calor que ganó el calorímetro  
Cantidad de moles de NaOH  

 

E) Calor de reacción

En el calorímetro N.° 2 vierta exactamente 40,00 mL de la disolución 0,200 mol/L de CuSO4, tape el calorímetro, agite la disolución como se explicó en la clase y mida la temperatura después de dos minutos. Destape el calorímetro y añada 2 g de zinc en polvo. Tápelo, agite y anote la temperatura más alta observada. Calcule el calor de reacción.

El calor de reacción se calcula de la siguiente manera:

  1. Calcule la masa total de la disolución, suponiendo una densidad de 1,02 g/mL.
  2. Sume a esta la masa de zinc añadida.
  3. Calcule el calor de la disolución como q = (masa total) x 4,01 J/g °C x $\Delta T$.
  4. Calcule el calor absorbido por el calorímetro Ccal x $\Delta T$.
  5. Calcule el calor de reacción como la suma de los calores obtenidos en los puntos 3 y 4 y divídalo entre los moles de sulfato de cobre(II). No olvide cambiar el signo al resultado, ya que se está calculando el calor desprendido (exotérmico).

Resultados

Anote los siguientes datos en su cuaderno:

Datos Valor
Temperatura de 40,00 mL de disolución de CuSO4  
Temperatura máxima de la reacción  
Calor que ganó el agua en el calorímetro  
Calor que ganó el calorímetro  
Cantidad de moles de sulfato de cobre(II)  

Bibliografía


Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio. San José: Editorial Universidad de Costa Rica, 1983.