UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA, FACULTAD DE INGENIERIA, DEPARTAMENTO DE INGENIRA DE MATERIALES,

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA DE LOS MATERIALES

Profesor: Jhonatan Restrepo fecha: 10/08/17

Estudiantes: GR 5
Juan Pablo Espinosa Lopera
Saimont Loaiza Ramírez

Practica # 1: CALOR DE NEUTRALIZACION

Objetivos:
1. Determinar en forma experimental el calor específico de frasco Dewar.
2. Realizar mediciones experimentales de la energía que se libera en diversas reacciones de neutralización acido
base y para un proceso de disolución de una sal en agua ambas a condiciones de P constante
3. Hacer una valoración de los resultados obtenidos según los parámetros de experimentación.

Datos.
Datos de la medición del calor especifico del frasco Dewar utilizado:
Kg
Se tomaron 100 mL de cada tipo de agua y se asumió una densidad de 1000
m3
m . agua ambiente( kg) T ambiente m . agua caliente(kg) T caliente T equilibrio
(° C) (° C) (° C)
0,1 26,2 0,1 59,4 43,3

Nota: la temperatura inicial del frasco Dewar fue la misma que se tomó del agua caliente una vez que estuvieron en equilibrio. El valor de c para las
condiciones del experimento se toma como 4186 J/Kg °C.

A continuación, se presentan las mediciones de volumen, masa y temperatura realizadas en el laboratorio.

Los valores de las masas son sobre el supuesto de que de la densidad de las soluciones es la misma que la del agua.

acido ; base (M ) V a ; V b (mL) M a ; M b ( Kg) T ia ; T ib (° C) T prom . T e (° C)

(° C)
HN O 3 (0,818); NaOH (0,203) 25 ; 100 25 ; 100 26,6 ; 26,5 26,55 29,8

HCOOH (0,806); NaOH (0,203) 25 ; 100 25 ; 100 26,6 ; 26,6 26,60 28,5

H 2 SO4 (0,5952) ; NaOH (0,203) 25 ; 100 25 ; 100 25,9 ; 26,5 26,2 30,0

Datos del experimento con la sal cloruro de amonio

masa(g) Volumen de agua T ambiente T equilibrio

(mL) (° C) (° C)
3,0089 90 26,0 23,7

Cálculos:
5.1
Calculo de la capacidad calorífica del frasco Dewar
ΔH (agua calinete )+ ΔH (agua fria)+ ΔH (dewar)=0 como ΔH =Q P =C ΔT , y C=mc entonces:
ΔH (dewar )=−( ΔH (agua calinete)+ ΔH (agua fria))
C=−(1/ ΔT )( ΔH (agua calinete)+ ΔH (agua fria))
C=−(1/(43,3−59,4) °C)¿
C=26 J /° C

Calculo de las entalpias de neutralización y numero de moles de ácido neutralizadas.

Modelos
5.2 y 5.3
∆ H n =−( ∆ H ( dewar ) +∆ H ( mezcla )) ; ∆ H n ≡ entalpia de neiutraliuzacion
∆ H ( mezcla ) ≡ masa de lamezcla ( ρH O , V ) c H O ∆ T
2 2

Ej.: ∆ H n ( HN O 3 ; NaOH ) =−¿

milomoles de acido−milomoles de base=milomoles no neutralizadas

milomoles de acido−milimoles no neutralizadas=milimoles neutralizadas
⇒
EJ: HNO (0,818 M )+ NaOH ( 0,203 M ) NaO + H O
3 3 2
100 mL* 0,818 M = 81,8 mmol HNO3
25 mL * 0,203M = 5,075 mmol NaOH

81,8 mmol – 5,075 mmol = 76,725mmol ; (81,8-76,725) mmol = 5,075 mmol neutralizadas
(coinciden con las del reactivo en menor cantidad )

Calculo de entalpia de disolución para la sal

∆ H disol . =−( ΔH ( dewar )+ ∆ H ( mezcla ) )
4,186 J
∆ H disol . =−¿ (23.7-76)°C+93,0089g ( ¿ ( 23,7−26 ) ° C ¿ = 955.221 J
g°C
Tabla de resultados

reacción moles neutralizadas ∆ Hn( J ) ∆ H n KJ

( )
mol mol
HN O3 ; NaOH 0,005075 -1783,7625 -351,480
HCOOH ; NaOH 0,005075 -1187,3875 -233,967
H 2 SO4 ; NaOH 0,005075 −298,675 −58,852
Sal, disolución NH 4 Cl Moles disueltas: 0,056 ∆ H D ( J ): 955.221 J ∆ H D KJ
( )
mol mol
: 17,058

5.4
El valor de x para esta experiencia es igual al número de moles que hay en los 90 mL de agua con los que se disolvió,
por lo tanto

L∗1 g
0,09
L
x= =4,995 g
18,01 g
mol
5.5
Porcentaje de error en la neutralización de ácido fuerte con base fuerte:
Para celular el porcentaje de erro se necesita un dato de la literatura como referencia, por lo tanto se calcula la
entalpia estándar de la reacción con datos de entalpia estándar de formación del apéndice de un libro de química
general. (Raymond Chang, Química, 6ta edición, MC Graw Hill, apéndice 3 págs. a-9 hasta A-13)

∆ H °R=n∑ H́ °F ( productos ) −m∑ H́ °F ( reactivos )

¿ ∑ H́ °F ( m NaNO3 ; H 2 O ) −∑ H́ °F ( n HN O3 ; NaOH )
KJ
¿−109,44
mol
Luego como el número de moles neutralizadas es 5,075, entonces se tiene que el valor según tablas de entalpia de
formación es:
 KJ
(
5,075 mol∗ −109,44
mol)=−555,408 KJ

l−555,408 – (−351,480) l
Porcentaje de error: ¿ ; %E ( HN O 3 ; NaOH ) = = 58,01%
351,480
Porcentaje de error
∆ H °R (HN O 3 ; NaOH ) -555,408 KJ 58,01%
∆ H °R ¿) -660,105 kJ 64,55%

5.6 ley de Hess (calores de reacción):

El cambio total de entalpia en una reacción es igual a la suma de los cambios de entalpia individuales en los pasos
individuales que conducen a la reacción.

5.7 Para el ácido fórmico:

+ ¿… … …… … … …..¿

HCOOH + H 2 O HCO O−¿+ H O 3 ¿

?
→
−¿ …… … … …¿

NaOH H 2 O Na+¿+OH ¿
0,2366 kJ
→
−¿+¿¿ + ¿ 2 H 2O …… …… …¿
OH H3 O →
-341,66 KJ

−¿+ H 2 O ¿

HCOOH + NaOH Na+¿+HCO O ¿

…………..- 351,480 kJ
→

Entonces según la ley de Hess el calor de disolución va a ser:

x +0,2366 KJ−341,66 KJ =−351,480 KJ
x=−10,056 KJ
Para el acido sulfúrico:
+ ¿¿
O
H 2 S O4 + H 2 O HSO 4−¿+H 3 ¿
…………………?
→
−¿ ¿
+¿+OH ¿
NaOH H 2 O Na …………………………..0,2366 KJ
→
+ ¿ 2 H 2O ¿
OH −¿+¿¿ H 3 O →
……………………………-341,66 KJ

H 2 S O 4 + NaOH HS O4−¿+ ¿¿ H O+ ¿¿...........…-58,85 KJ

→ 3

Por ley de Hess se tiene que:

x=−58,85 KJ ++341,66 KJ−0,2366 KJ
x=−282,57 KJ

Respuestas a las preguntas:

6.1
Proceso isobárico: Es el que se lleva a cabo sin que haya cambios de presión en el sistema.
Proceso isotérmico: Proceso que trascurre en condiciones de temperatura constante.
Proceso adiabático: Proceso en el cual el sistema no intercambia calor con los alrededores.
Proceso isocórico: Proceso en el cual el volumen del sistema no cambia.

6.2
Los procesos de la práctica porque todos se llevaron a cabo en condiciones de presión constante por lo tanto fueron
isobáricos, y isocóricos ya que los cambios de volumen debido a la absorción de calor o debido a la presión fueron
tan pequeños que se pueden despreciar.
6.4
Calor de disolución es el intercambio de calor por parte del sistema con los alrededores por parte del sistema
mientas que se lleva a cabo la disolución de un soluto en un solvente (sistema).
Calor de disolución es el calor que entra o sale del sistema en el proceso de adicionar más solvente a una solución ya
preparada.

6.6
Para hacer mediciones de densidad de las mezclas resultantes en el laboratorio se puede hacer uso de una bureta o
un balón volumétrico, o un picnómetro y teniendo en cuenta su peso obtener en una pesa el dato del conjunto para
después restar el del recipiente vacío, y con los datos de masa y volumen se calcula la densidad

Causas de error
A continuación se mencionaran las posibles causas experimentales que generaron desviación de lo datos obtenidos
con respecto a los de la literatura.

1. Los porcentajes error que se obtuvieron son relativos ya que no se disponía de valores para estas reacciones
en específico; por ejemplo si en el laboratorio estos se llevan cabo cada semestre bien pudieron haber
registros estadísticos de las capacidades caloríficas de los frascos Dewar para mirar que tanto se alejaron las
medidas actuales de las que ya había, además de esto también se podrían tener datos a priori de los
intervalos en los que deben caer las entalpias de reacción para no depender siempre de encontrarlos en
internet u otras fuentes, el experimento incluso se puede llevar a cabo con un buen nivel de precisión y estas
bases de datos servirían para determinar que también fue llevada la practica a cabo.
2. Aparte de lo que nuestra responsabilidad como el buen manejo de los equipos y la destreza en el área de
trabajo están las fuentes de error que son constantes, como lo son las incertidumbres en las mediciones de
volúmenes, temperaturas, masas etc., aparte de esto se tiene que por ejemplo las densidades de las mezclas
no son necesariamente las del agua, ya que estas tiene un soluto disuelto, se omite también el los cálculos
los detalles relacionados con la transferencia de calor por conducción debido al contacto del frasco Dewar
con la plancha de agitación y con los alrededores( con el aire ) que aunque pueden ser bajos implican una
desviación de los datos obtenidos .