Trabajo Practico Calorimetria y equilibrio

 Trabajo Practico Numero 
Calorimetria y equilibrio

INTRODUCCION:

Este trabajo práctico, consta de dos partes y sus objetivos son: Determinar el calor puesto en juego en una reacción química y estudiar el Principio de Le Chatelier.

La variable a estudiar será la variación de entalpia y la respuesta de sistemas en equilibrio al aplicarle cambios desde el exterior.

La parte A se realiza mediante la observación de los cambios de temperatura de una reacción química en un recipiente aislado adiabático. Si la reacción es exotérmica, la temperatura aumenta y si la reacción es endotérmica, la temperatura disminuye.

La parte B se realiza cualitativamente, es decir, se observa la respuesta de sistemas en equilibrio al cambiar las cantidades de reactivo o producto. Que pueden ser interpretadas gracias a cambios de color en el sistema.

CONOCIMIENTOS PREVIOS NECESARIOS:

·       La relación entre el calor absorbido o cedido por un cuerpo de masa m y la variación de temperatura: Q = Ce.m.ΔT

·       Magnitudes y sus equivalencias con otras unidades:  J/gK ; cal/gk

·       Ley de Le Chatelier.

·       Tipo de elementos a utilizar y su correcto uso.

 

PROCEDIMIENTO PARTE A:

Lo primero que se realiza es registrar la presión atmosférica y la concentración y volumen de NaOH y HCl utilizado. En este caso 1014,4 hPa, y  concentración: o,5 mol/L y o,5 mol/L respectivamente.

            1_ Se miden aproximadamente 50 mL de solución HCl de titulo conocido (aprox. 0,5 mol/L). Se vierte la solución en el calorímetro y se deja estabilizar la temperatura con agitación lenta. Registrando una temperatura inicial de 21 °C.

            2_ Se miden 50 mL de solución NaOH 0,5 mol/L y se vierten en el calorímetro. Tapando rápidamente para impedir que el calor escape. Al dejar que la reacción avance se mide la temperatura máxima alcanzada. Siendo esta de 24°C.

RESULTADOS:

PARTE A:

·       Calcular el calor puesto en juego en la reacción.

Según la formula: Q = Ce.m.ΔT

ΔT = T final – T inicial = 24 °C – 21 °C = 3°C

Ce: al ser una solución diluida se toma en cuenta el Ce del agua = 1 cal/gK = 4,14 J/gK

Masa:

HCl = 0,5 mol/L

NaOH = 0,5 mol/L

Mr [HCl] = 36 g

Mr [NaOH] = 40 g

 

1000 ml à o,5 mol HCl

50  ml à 0,025 mol HCl = 0,025 mol NaOH

 

1 mol HCl à 36 g HCl

0,025 mol HCl à 0,9 g HCl

1 mol NaOH à 40 g

0,025 mol NaOH à 1 g NaOH

 

Q liberado = - 1,9 g x 4,14 J/g° x 3°C = -23,598 J

 

·       Calcular la entalpia molar de la reacción.

 

Q liberado = - ( 40 g x 4,14 J/g° x 3°C + 36 g x 4,14 J/g° x 3°C) = - 943,92 J/mol

 

·       Calcular la entalpia de reacción teorica a partir de datos de manuales.

 

ΔH°r = ΔH°f H2O + ΔH°f NaCl – ΔH°f HCl – ΔH°f NaOH

ΔH°r = -285,83  -385,92 + 167,159 + 416,88 = - 87,711 KJ/mol

·       Error relativo porcentual.

Error absoluto = -87711 + 943,92 = -86767,08

Error relativo = 86767,08 / 87711 = 0,98 = 98%