Determinación del calor de reacción de una reacción ácido-base - Ley de Hess

OBJETIVOS

·         Determinar el calor de reacción a partir de calores de formación.

·         Determinar el calor de reacción utilizando el método calorimétrico.

INTRODUCCIÓN

Durante una reacción química se rompen enlaces químicos que unen a los átomos en moléculas y se forman otros nuevos. La energía química asociada a estos enlaces es diferente para los reactivos y los productos. Por lo tanto un proceso que implica reacciones químicas, implicara cambios de las energías químicas, los cuales deben tomarse en cuenta en un balance de energía. (Yunus, 2009)

Entalpia de reacción

La entalpia de reacción se define como la diferencia entre la entalpia de productos en estado especificado y la entalpia de reactivos en el mismo estado para una reacción completa.

La entalpia de formación puede considerarse como la entalpia de una sustancia en un estado especificado debido a su composición química. (Yunus)

Calor de reacción

El calor de reacción es la cantidad de energía calorífica que el sistema ha de ceder o absorber para que la temperatura del sistema reactivo permanezca inalterada en el cambio de reactivos a productos.

Una reacción será exotérmica cuando la exigencia de la permanencia constante de la temperatura del cambio de reactivos a productos implique la cesión de energía en forma de calor a los al rededores. Si, por el contrario, la anterior exigencia implica la absorción de energía calorífica por parte del sistema reactivo, la reacción se dice que es endotérmica.(Rajadell, 2005).

Entalpias de formación

Es la variación de la entalpia de reacción de un compuesto que es a partir de las especies que lo componen.

La entalpia de formación de un compuesto químico es, una cantidad indeterminada porque depende del estado y condiciones físicas de las sustancias implicadas. Por tanto es necesario definir uno de los estados de referencia para los elementos químicos. En el proceso de formación de un compuesto determinado siempre supondremos que los elementos integrantes se encuentran en sus respectivos estados de referencia.

Ley de Hess

“El calor absorbido o desprendido en una reacción química a presión constante es el mismo tanto si el proceso se realiza en una sola etapa como si tiene lugar en varias etapas.”

Por lo que a partir de las entalpias de formación, se puede obtener el calor de reacción mediante la siguiente ecuación:

Donde los valores de H se refieren todos a una misma presión y temperatura. Los sumatorios indican que debe incluirse todos los participantes de la reacción; n y m son los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos respectivamente.(Rajadell, 2005)

DESARROLLO EXPERIMENTAL

DETERMINAR CALOR DE DISOLUCION DEL KOH*

*La determinación solo se llevó a cabo una vez.

DETERMINAR EL CALOR DE DISOLUCION PARA HNO_{3 (L)}.

DETERMINACION DE FORMACION DE KNO₃.**

**La determinación se realizó por triplicado.

RESULTADOS

Tabla 1. Entalpias de formación de las especies químicas involucradas en la reacción de formación del KNO_{3 (ac)}

Especies Químicas	Entalpía molar de formación		Número de moles
	KJ/mol	Kcal/mol
KOH(s)	-424.76	-101.471	0.285
KOH(ac)	-482.37	-115.23	0.285
HNO3 (l)	-172.88	-41.35	0.2799
HNO3 (ac)	-205.99	-49.210	0.2799
KNO3 (ac)	-459.20	-109.79	0.3983
H2O (l)	-285.83	-68.2621	0.3983
K+ (ac)	-251.2	59.998	0.285
OH- (ac)	-229.94	-54.92	0.285
H+(ac)	0	0	0.2799
NO3- (ac)	-206.57	-49.34	0.2799

Tabla 2. Datos para calcular el calor de disolución del KOH.

Experimento	T1 (H2O)		Masa KOH (kg)	Masa H2O (kg)	T2 (mezcla)
	ºC	K			ºC	K
1	17	290.15	0.0159897	0.199736	30	303.15
2	18	291.15	0.0159984	0.199736	30	303.15
3	19	292.15	0.0161388	0.199736	29	302.15

Tabla 3. Datos para calcular el calor de disolución del HNO₃

Masa del HNO3 (kg)	Masa del H2O (kg)	Variación de la temperatura (ºC)
0.02656	0.200	2

Tabla 4. Datos para calcular el calor de formación del KNO₃

Experimento*	HNO3 adicionado			KOH adicionado		Tf mezcla (ºC)
	Volumen (mL)	Masa (g)	T2 (ºC)	Masa (g)	T1 (ºC)
1	200	206.97	18	215.9827	30	32
2	200	206.97	18	215.9984	30	32
3	218	225.6	18	2216.1388	18	26

*Los experimentos 1 y 2 fueron hechos adicionando solo 200 mL de la solución de HNO₃ proporcionada y con una temperatura diferente entre las dos corrientes. El experimento 3 fue hecho usando todo el volumen proporcionado de ácido nítrico y con las dos corrientes, de KOH y HNO₃, a la misma temperatura.

DISCUSIÓN

Tabla 5. Resultados obtenidos de las entalpías de disolución del KOH y del HNO₃, así como la entalpía de formación del KNO₃. ∆H_T=∆H₁+∆H₂+∆H₃

Experimento	∆H1		∆H2		∆H3		∆HT
	kJ/mol	kcal/mol	kJ/mol	kcal/mol	kJ/mol	kcal/mol	kJ/mol	kcal/mol
1	-52.099	-12.446	-5.162	-1.234	-38.657	-9.235	-	-
2	-48.047	-11.478	-	-	-38.657	-9.325	-	-
3	-39.711	-9.487	-	-	-41.088	-9.816	-	-
PROMEDIO	-46.619	-11.136	-5.162	-1.234	-39.467	-9.429	-91.248	-21.799

∆HT (teórico)	∆HT (experimental)
-54.0275 kcal/mol	-21.799 kcal/mol

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CONCLUSIONES

·         En la práctica aprendimos a determinar el calor de reacción a partir de calores de formación.

·         Utilizamos el método calorimétrico, además que observamos de manera física los cambios en la temperatura de los reactivos, lo cual ayuda a reforzar la teoría, en cuanto a las reacciones que se llevaron a cabo.

·         La diferencia en las entalpias teóricas puede deberse a las condiciones de temperatura en las que se llevó a cabo el experimento, esto debido a que no se tuvo una diferencia de temperatura de 2 °C para hacer las mezclas, lo que afecto el resultado final.

BIBLIOGRAFÍA

·         Cengel, A. y Boles, A. (2006). Termodinamica. (6a edicion).México: Editorial McGraw-Hill, pp 180.

·         Rajadell, F. y Movilla, J. (2005) Termodinamica quimica. Universitat Jaume. Pp 143

ANEXOS

MEMORIA DE CÁLCULOS

Cálculo de la capacidad calorífica del calorímetro

Cálculo del calor de disolución del KOH

Donde el número de moles de KOH es 15.9827g / 56.1056 g/mol = 0.284 mol

Por tanto, ∆H₁= 14,841.411 J/0.298 mol = 48,047.163 J/mol

Cálculo del calor de disolución del HNO₃

Donde:

∆T= variación de la temperatura en la disolución del HNO₃, 2ºC

C= capacidad calorífica del calorímetro, 239.08 J/ºC

Cp= calor específico de la mezcla, considerado igual al del agua pura, 4.184 J/gºC

m_T = masa total de la solución de HNO₃, 225.6 g

Dado que la masa agregada de HNO₃ fue de 25.6 g y el PM= 63.01 g/mol, se adicionaron 0.4063 moles de HNO₃, por tanto:

∆H₂= 5,612.96 J/mol

Cálculo del calor de formación del KNO_{3 (ac)}

            Experimento 1 y 2, donde se emplearon sólo 200 mL de la disolución de HNO₃

Para éste caso se emplearon sólo 200 mL de la disolución de HNO₃ que se nos había proporcionado. Además, las dos corrientes no estaban a la misma temperatura.

Por tanto, el balance de calor se modifica a:

Donde, dado que la temperatura final de la mezcla es mayor que la temperatura de cualquiera de las dos corrientes, el único que cede calor es ∆H₃, los demás, la corriente de KOH, la de HNO₃ y el calorímetro, absorben calor:

Donde:

M₁= masa de la solución de KOH, 215.9998

M₂ = masa de la solución de HNO₃, 206.97

C= capacidad calorífica del calorímetro, J/ºC

T_f= temperatura final de la mezcla, 32ºC

T₁ = temperatura de la corriente de KOH, 30ºC

T₂= temperatura de la corriente de HNO₃, 18ºC

La masa de la solución de HNO₃ se calculó considerando que la densidad de la solución resultante de agregar 18 mL de ácido nítrico concentrado a 200 mL de agua era de:

Y dado que se usaron 200 mL de la solución, entonces: m₁ = 1.03486 g/mL * 200 mL= 206.97 gramos de solución.

Y dado que el reactivo limitante de ésta reacción para el caso únicamente de los experimentos 1 y 2, es el ácido nítrico, entonces calculamos los moles reales agregados:

Entonces,

Experimento 3, donde se empleó la disolución completa de HNO₃ (aprox. 218 mL)

Donde:

C= capacidad calorífica del calorímetro, 239.08 J/ºC

Cp= calor específico de la mezcla, considerado igual al del agua pura, 4.184 J/gºC

m_T= masa total de la solución, 441.5897 g

T₂= temperatura final de la mezcla, 26ºC

T₁ = temperatura inicial de las dos soluciones de HNO₃ y KOH, 18ºC

La cantidad de moles de HNO₃ es igual a la cantidad de moles de KOH que es igual a la cantidad de moles de KNO₃ generados, por tanto:

∆H₃=16,693.53 J/0.4063 mol =41,088.2 J/mol