Informe de CalorimetríaVivian González Aldana

Geología (vggonzaleza@unal.edu.co)Nicolás Vergara

Geología (nvergarag@unal.edu.co)

Resumen

La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. La calorimetría indirecta calcula el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno. Para determinar el calor específico de una sustancia cualquiera, debemos saber con qué facilidad ésta intercambia calor con el medio que le rodea. El medio debe estar bajo condiciones controladas para poder cuantificar el intercambio de calor del cuerpo en estudio y para ello se dispone de un sistema aislado del medio ambiente, en otras palabras, se crea un pequeño ambiente a la reacción estudiada de tal manera que se encuentre libre de interacción con la atmósfera; en este caso se usó un sistema en icopor, que idealmente no debiera intercambiar nada de calor con el medio, sin embargo sabemos que esto no ocurre. 

Palabras claves: Calor, capacidad calorífica, termodinámica, calorímetro, entalpia.

Abstract

Calorimetry is responsible for measuring the heat in a chemical reaction or a physical change using a calorimeter. Indirect calorimetry calculates heat that living organisms produced from the production of carbon dioxide and nitrogen (urea in terrestrial organisms), and oxygen consumption. To determine the specific heat of any substance, we must know how easily it exchanges heat with the surrounding environment. The average should be under controlled conditions to quantify the heat exchange body being studied and it provides an isolated system environment, in other words, a small room to the reaction studied so created that you are free interaction with the atmosphere; in this case a polystyrene system, which ideally should not no heat exchange with the medium used, however we know that this does not happen.

Key words

Heat, heat capacity, thermodynamic calorimeter, enthalpy.

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INTRODUCCIÓN

Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, generalmente en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Con frecuencia se habla de “flujo de calor” desde un objeto caliente hacia uno frío. A pesar de que el término calor por sí mismo implica transferencia de energía, generalmente se habla de “calor absorbido” o “calor liberado” para describir los cambios energéticos que ocurren durante un proceso. Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si absorben calor, o exotérmicas, si desprenden calor. Los cambios endotérmicos se expresan con signo positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo, de acuerdo con la primera ley de la termodinámica. El cambio de entalpía ocurrido en la reacción directa es exactamente opuesto en la reacción inversa (1)Este efecto térmico es el mismo sin importar si la reacción ocurre en una o varias etapas. La magnitud del cambio depende de la constitución, el estado físico de reactivos y productos y de la expresión estequiométrica. Los cambios térmicos pueden ocurrir a presión constante o a volumen constante y se expresan con las siguientes ecuaciones: ∆ H=q p=0 y ∆ E=qv=0 donde ∆ Hcorresponde al cambio de entalpia y ∆ E corresponde al cambio de energía (2).

En esta práctica analizaremos el comportamiento de distintos sistemas formados por un ácido fuerte y una base fuerte. Cuando hablamos de especies “fuertes” nos referimos a aquellas que están completamente disociadas. El ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH) son ejemplos de un ácido y una base fuerte respectivamente. En una disolución, el primero se encuentra completamente disociando en las especies iónicas H+ y Cl-, y podemos afirmar que no existe prácticamente nada de la especie sin disociar (HCl).De igual forma el hidróxido de sodio está completamente disociado en especies Na+ y OH-. Cada disolución constituye un sistema y mientras se encuentre a temperatura constante y no ocurran reacciones químicas en el interior, podemos considerar las como sistemas en estado de equilibrio. Pero cuando se mezclan, las especies iónicas de ambas disoluciones abandonan el equilibrio y evolucionan hacia uno nuevo (1).

En este proceso, los iones de una especie se rodean de los de la otra especie, resultando una situación termodinámicamente favorable. Energéticamente esto quiere decir que si se suman las energías de los dos sistemas iníciales, el resultado es un valor mayor que el que corresponde a la disolución final. Si se mezclaran ambas disoluciones en un matraz, se comprobaría rápidamente que ocurre con la energía sobrante, se invierte en aumentar la energía cinética de las partículas, lo que queda evidenciado macroscópicamente con un aumento brusco de temperatura. Como causa de este equilibrio termodinámico, tiene lugar una trasferencia de energía, entre el sistema y el medio que se denomina calor. De acuerdo a la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva

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a cabo en una, dos o más etapas», por lo que los cambios de entalpía son aditivos: ΔH neta=ΣΔH. (3)Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de los reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica. Si podemos expresar una reacción como la suma de dos o más reacciones, entonces él ΔH de esa reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de las otras reacciones. En este caso, Q3= Q1+ Q2, obtenidos a partir de las ecuaciones correspondientes (4)

En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos o químicos se miden con un calorímetro, que es un recipiente cerrado diseñado específicamente para este propósito. El estudio de la calorimetría, la medición de los cambios de calor, depende de los conceptos de calor específico y capacidad calorífica. Así que el calor especifico corresponde la cantidad de calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia, mientras la capacidad calorífica corresponde a una magnitud que indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor aunque en la mayor parte de los casos conviene conocer la capacidad calórica por unidad de masa del cuerpo, lo que es llamado capacidad calorífica específica que corresponde a ∆Q=mC∆T donde m corresponde a la masa C el calor especifico y ∆T a el cambio de temperatura (5).

Para fines de la práctica de laboratorio expuestas es necesario tomar en cuenta conceptos como el calor de neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación (1):

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

Donde aplicando ΔH = H final - H inicial el calor estándar de la reacción será

∆ H=(−97.302−68.320 )— (−100.970−40.023)

∆ H=(−165.622 )— (−140.933 )

∆ H=−24.689Kcal

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1. METODOLOGÍA

Para el desarrollo de la practica fueron necesarios dos beakers de 250mL una pipeta graduada, un agitador, un termómetro y un calorímetro( sistema cerrado en este caso de icopor),posteriormente se realizó la practica en cuatro secciones ,la primera corresponde al calor generado por la disolución de hidróxido de sodio ΔH1, inicialmente se toman 20mL de agua en el vaso de icopor, se cierra el sistema y se observa la temperatura (T1) y finalmente se añade 0,846+/-0.002g de NaOH, se agita y se toma la temperatura alcanzada (T2). La segunda parte corresponde a la reacción de hidróxido de sodio (NaOH) en disolución con ácido clorhídrico (HCl) corresponde a ΔH2, donde se añade 20mL de HCl (0,937M) en el vaso de icopor, se toma la T1,posteriormente se toma 0,810 +/- 0,002g de NaOH y se toma la T2. En la tercera sección, se toma hidróxido de sodio en disolución acuosa que reacciona con ácido clorhídrico (0,937M) en disolución acuosa se toma tanto la temperatura inicial (T1) como l temperatura final (T2) en este parte se determina ΔH3 Finalmente en la cuarta sección se realiza una medición de 20mL de agua y 1,603 +/- 0,002 g de NaOH y se toman las respectivas temperaturas, tanto T1 como T2.

2. RESULTADOS Y ANÁLISIS

Para el análisis pertinente en este informe se generó una recopilación de información de 8 grupos, donde se hizo un manejo estadístico para así generar la tabla 1 de resultados. Los datos de calor específico y entalpia de neutralización se tomaron de las formulas 1 y 2

Tabla 1. Datos experimentales grupales.

PromedioExp1 Exp2 Exp3 Exp4

Δ°T (°C) 6,7 17,2 5,6 14,3mH2O (g) 19,811 20,370 20,292 19,719m NaOH (g) 0,812 0,830 20,018 1,623n(x) NaOH 0,020 0,021 0,016 0,040Q(kJ) -0,577 -1,52 -0,946 -1,280delta H (kJ/mol)

-28,889 -74,258 -58,689 -32,019

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Formula 1.

Q=−M .C . ΔT

M=masa de la sustancia, C= Capacidad calorifica especifica(4,184J/g°C), ΔT= T2-T1

Fórmula 2

Tabla3. Análisis estadístico

Δ H(KJ/mol) Exp1 Exp2 Exp3 Exp4promedio -28,889 -74,258 -58,689 -32,019desviación estándar 6,325 5,440 5,620 4,547varianza 40,007 29,596 31,589 20,679Error estándar del a media

2,3907 2,0562 2,1243 1,7187

Rango de confianza (95%) inferior

-23,24 -69,39 -53,67 -27,95

Rango de confianza (95%)superior

-34,54 -79,12 -63,71 -36,08

Al revisar el análisis estadístico realizado a los datos, se puede ver que desviación estándar muestra la poca precisión de los datos alejándose 6.325 KJ/mol, 5.440 KJ/mol, 5.620 KJ/mol, 4.547 KJ/mol de la media para el experimento 1, experimento 2, experimento 3, experimento 4 respectivamente. Lo mismo ocurre con el Error estándar de la media mostrando alta dispersión de los datos respecto a la media encontrada para el grupo de datos.

La imprecisión del grupo de datos radica esencialmente en dos factores:El poco número de datos en la muestra (8 datos) y los diferentes errores procedimentales cometidos por cada uno de los grupos en la práctica.

Como se sabe teóricamente los cambios endotérmicos se expresan con signo positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo, en este caso los resultados arrojados fueron negativos por ende las reacciones realizadas en laboratorio fueron exotérmicas.

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A nivel experimental se tiene un error se 17.940%

%error=∆ H 2−(∆ H 1+∆ H 3)

∆H 2

%error=−74.258−(−28.889−58.689)

−74.258

%error=17.940%

Se puede tener una relación de ∆ H 2≈∆ H 1+∆ H 3 con el error de 17,940% ya que la reacción puede descomponerse en dos partes

NaOH+H 2O→Na+¿+OH−¿+H2 O¿ ¿

NaOH+HCl→NaCl+H 2O

En la segunda reacción a comparación de la primera tiene H+ cuyo su ∆ H=0 y el Cl- puede contribuir a al error obtenido en la práctica, que efectivamente se puede explicar en la ley de Hess

En esta experiencia se tenía por objetivo relacionar aspectos termodinámicos en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte en un sistema adiabático. En este experimento se tomaron sustancias como NaOH (base fuerte) y de HCl (ácido fuerte), para mezclar en el calorímetro. Para determinar el calor producido en la mezcla de estas soluciones acuosas se realizaron dos pruebas, empleando 0.846 +/- 0.002g y 0.0810 +/- 0.002g de NaOH y 20 ml de HCl. En la primera prueba hubo un cambio de temperatura de 7.5ºC, en este punto se usó agua y NaOH este efecto térmico observado es la suma de las entalpias de ionización y neutralización a presión constante; a partir de este cambio se obtuvo para el calor de neutralización un valor de -28.889 Kcal/mol datos grupales, teniendo un porcentaje de error de 17% respecto al valor teórico de -24.689 Kcal/mol. Mientras en la segunda parte con NaOH sólido y HCl el cambio térmico observado fue de 19 ºC permitiendo que el valor del calor de neutralización fuese de -74.258 Kcal/mol; siendo mucho más alto ya que corresponde a una disociación de ácido y base fuerte, en tercer lugar se tomaron disoluciones tanto de NaOH como de HCl donde el calor de neutralización fue -58.689 Kcal/mol. Por último se tuvo un aumento en la masa de NaOH (1,601 +/- 0.002 g) suministrada al agua donde el calor de neutralización fue de -32.019 Kcal/mol

Cuando ocurre un cambio químico, existe un intercambio definido de calor, de acuerdo a la segunda ley de la termodinámica el valor encontrado para este calor de reacción es independiente del camino seguido para realizarla. Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si absorben calor, o exotérmicas, si desprenden calor. Los cambios endotérmicos se expresan con

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signo positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo como se expresó en la introducción.Teniendo en cuenta que cuando una solución diluida de ácido fuerte se neutraliza con una solución diluida de base fuerte, el calor de neutralización que se produce por mol de agua es constante e independiente de la naturaleza de la sustancia como de su concentración. Desde este punto de vista, una solución diluida de HCl consiste solamente en iones H+ y Cl- en solución acuosa; y similarmente, una solución diluida de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa. Después de la neutralización, la solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl-. Por lo que 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), Cancelando los términos comunes se obtiene:  OH-

(ac) + H+ (ac) → H2O (l)  ΔH = -45.639Kcal/mol cercano al valor determinado en

laboratorio -58.689 Kcal/molObservándose una reacción exotérmica, donde se libera calor.Analizando los valores del calor de neutralización obtenidos en esta experiencia, se puede decir que estas variaciones obtenidas responden a dificultades cuando se retiró la primera mezcla para luego colocar una mezcla nueva, también el destapar el calorímetro permitió que la temperatura de este no se mantuviese constante ya que perdida calor. Por lo que en este caso el calor de neutralización depende de la temperatura.

3. CONCLUSIONES

Se sabe que a pesar de ser muy específico y cuidadoso en el manejo y toma de datos, es un experimento que nunca van a ser completamente precisas ni exactas debido a la cantidad de variables que actúan tanto químicas como físicas

Según la ley de Hess ∆ H 2≈∆ H 1+∆ H 3 se tiene un error aproximado de 17.940% un pocentaje alto y la suma es mayor al ∆ H 2

Para la experimentación comparativa entre ∆ H 1 y ∆ H 4 se cumple con ∆ H 4>∆H 1 asi dando como resultado que la entalpia es una propiedad extensiva.

El análisis estadístico mostró alta dispersión de los datos respecto a la media.

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4. BIBLIOGRAFIA

1. Peña Santamaria, Ana Beatriz y Céspedes Galeano, Juan Matin. Fisicoquímica. Manual de laboratorio. Medellin : Universidad de Medellín, 2007.

2. Atiknis, Peter William y Jones, Loretta. Principios de química loscaminos del descubrimiento. Bogotá : panamericana, 2006.

3. Reid, Phillip. Introducción a la Fisicoquimica: Termodinámica. Barcelona : Pearson Education, 2007.

4. Arranz Merino, Fernando. Manual de termodinámica. Barcelona : Vision NET, 2006.

5. Society, American Chemical. Química un proyecto de la ACS. Barcelona : Reverté, 2004.

6. Halliday, D, Resnick, R y Walker, J. Fisica para estudiantes de ciencias e ingeniería. New York : Fundamentals of physicsjhon wiley ysosns Inc, 2002.

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