I. RESUMEN

Esta prática se basa en el estudio de la termoquímica.La termoquímica es una rama de la Fisicoquímica que determina la cantidad de calor absorbida o liberada en una transformación física o química .El objetivo de esta práctica es determinar la capacidad calorífica del sistema(calorímetro –agua helada y fría ) y el calor de neutralización del NaOH con HCl .

La experiencia se realizó bajo las condiciones de laboratorio de presión atmosférica (P)=756 mmHg, temperatura (T) =21.5ºC y un porcentaje de humedad relativa (%HR) =94

Para determinar la capacidad calorífica del sistema (calorímetro –agua helada y fría), primero se colocó 100ml de agua helada a 6ºC. y 100ml de agua fría a 21ºC en la pera de decantación y en el termo respectivamente. Luego se procedió a abrir la llave de la pera dejando caer el agua helada sobre el agua fría ,agitando constantemente para producir la mezcla de ambos líquidos y poder observar una temperatura constante denominado temperatura de equilibrio que fue de 14.4ºC.Se observa que agua helada ganó calor y el agua fría y el calorímetro perdieron calor.Entonces con los datos obtenidos anteriormente y mediante el principio de conservación de conservación de la energía(Qganado=Qperdido ) se obtiene la capacidad calorífica del sistema (calorímetro –agua helada y fría ) que es 227.27 cal/°C .

Para determinar el calor liberado de la reacción de neutralización entre la solución de NaOH y HCl, primero fue necesario conocer las concentraciones de ambas soluciones.Por lo tanto, se estandarizó la solución de NaOH 0.2N con biftalato resultando una concentración corregida de 0.18 N, luego se utilizó como valorante al NaOH 0.18N para estandarizar el HCl 0.8N y resultar una concentración corregida de 0.60 N .Conociendo las concentraciones corregidas se calculó el volumen necesario de cada solución que ocurra la reacción de neutralización. Se utilizó 155 mL de solución de NaOH que se colocó en el termo y 45 mL de solución de HCl que se colocó en la pera. Luego se tomó las temperaturas iniciales que fue de 22.5 °C y 23.4 °C para el NaOH y HCl respectivamente y se procedió a realizar la reacción de neutralización , al abrir la llave de la pera dejando caer el HCl sobre NaOH, observándose una temperatura constante denominado temperatura de equilibrio que fue de 24.7ºC .Con las temperaturas obtenidas y el número de moles de ácido o base que intervienen en la reacción ,se pudo obtener el calor de neutralización entre la solución de NaOH y HCl .

El calor de neutralización obtenido experimentalmente fue de -13.848 Kcal/mol, al compararlo con el ∆H teórico de -13.36 kcal/mol se obtiene un porcentaje de error de -3.65% por exceso. Este porcentaje de error es debido a que durante el proceso de la experiencia hubo un calor adiccional por parte del experimentador mediante manipulación del calorímetro.

Se concluye que el calor de reacción (∆ H ) es una propiedad que depende de la cantidad de la materia.También se concluye que en toda reacción química se produce una liberación o absorción de energía en forma de calor.

Se recomienda tener cuidado durante el llenado de una sustancia en el termo y en la pera ya que podría haber un aumento de temperatura (un calor adicional) debido al contacto con el calor de nuestro cuerpo.

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II. INTRODUCCIÓN

La termoquímica o termodinámica química estudia los cambios térmicos asociados a las transformaciones químicas y físicas.Hablar de la termoquímica es de suma importancia ya que tiene una variedad de aplicaciones que nos puede servir para nuestro desarrollo como profesional.Algunas de estas aplicaciones son:

La termoquímica permite las creaciones técnicas del automóvil, el refrigerador, el termo, el motor de combustión interna, las turbinas, la plancha, los calentadores solares, la calefacción, el aire acondicionado, termómetros y muchísimas otras invenciones.

La termoquímica se ocupa de los intercambios energéticos entre los sistemas La termoquímica establece la espontaneidad delos procesosque se dan entre los

sitemas. La termoquímica permite el estudio del rendimiento de reacciones energéticas. La termoquímica permite el estudio de la viabilidad de reacciones químicas La termoquímica permite el estudio de las propiedades térmicas de los sistemas

(dilataciones, contracciones y cambios de fase). Atravéz de la termoquímica se evalúan las entropías y entalpías, para analizar qué

reacciones son favorables para un determinado proceso químico industrial, pues te permiten predecir el equilibrio químico y el grado de completación de una reacción, así como también el estudio de los enlaces químicos.

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III. PRINCIPIOS TEÓRICOS

TERMOQUIMICA

La termoquímica es una rama de la Fisicoquímica que determina la cantidad de calor absorbida o liberada en una transformación física o química. Su objetivo es la determinación de las cantidades de energía calorífica cedida o captada en los distintos procesos y el desarrollo de métodos de cálculo de dichos reajustes sin recurrir a la experimentación.Siempre que se lleva a cabo una transformación química, hay un cambio térmico, dependiendo de éste de la naturaleza,condición física y cantidad de reactantes .

TIPOS DE REACCIONES TERMOQUIMICAS

Se pueden clasificar bajo dos conceptos:

a. De acuerdo al calor involucrado, se clasifican en reacciones exotérmicas, en las que hay liberación de calor, y reacciones endotérmicas en las que se presenta absorción de calor.

b. De acuerdo al proceso involucrado, el calor puede ser de neutralización, solución, hidratación, dilución, formación, reacción, combustión, etc.

CALOR DE REACCIÓN

Todas las reacciones químicas, van acompañadas de un efecto calorífico. Este efecto puede ser medido a presión constante (w=pdv )a volumen constante (w=0) . El calor de una reacción exotérmica, tiene convencionalmente signo (-) y el de una endotérmica signo (+). Los calores de reacción se miden en calorímetros a presión o volumen constante. En ellos se aplica un balance de calor:

Donde:

m: Masa de sustancia.

Ce: Calor especifico de la sustancia.

∆T : Cambio de temperatura de la sustancia.

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Q ganado=−Q perdido

Q=mCe∆T

Calor de reacción a volumen constante

Se produce cuando se mantiene constante el volumen del sistema. A volumen constante cualquier cambio térmico que tiene lugar se debe únicamente a la diferencia entre la suma de las energías internas de los productos y la correspondiente a los reactivos.Entonces de acuerdo a la primera ley de la termodinámica, cualquier cambio térmico que ocurre en el calorímetro a volumen constante debe ser una variación en la energía interna debida a la reacción o transformación física o química.

Ecuacion de la primera ley de la termodinámica:

q=∆E+w=∆ E+∫V 1

V 2

pdV

Como a volumen constante dV = 0, no se realiza trabajo, por tanto

(q) v =∆E

Calor de reacción a presión constante

Se produce cuando se mantiene constante la presión del sistema .Para ello se mantiene el sistema bien sea abierto a la atmósfera, o confinado dentro de una vasija sobre la cual se ejerce una presión constante. A presión constante cualquier cambio térmico que tiene lugar se debe a la variación de energía interna y al trabajo que modifica la proporción de calor observada en el calorímetro a volumen constante.Cuando la presión se mantiene constante, y es la misma dentro y fuera del sistema, entonces p=P por lo tanto :

w=∫V 1

V 2

PdV=P (V 2−V 1 )=P∆V

Entonces de acuerdo a la primera ley de la termodinámica, cualquier cambio térmico que ocurre en el calorímetro a presión constante comprende no sólo una variación de energía interna sino también el trabajo de cualquier expansión o contracción del sistema.

(q) p =∆E + P∆V

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(q) v =∆E

(q) p =∆E + P∆V

También el calor de reacción a presión constante es igual a ∆ H y también como:

∆H =∆E + P∆V

Un valor positivo de ∆H o ∆E muestra que el calor es absorbido durante el proceso, mientras que uno negativo enseña que se cede calor.

CALORES DE NEUTRALIZACION DE ACIDOS Y BASES

Al neutralizar soluciones diluidas de ácidos fuertes con bases fuertes también a la temperatura ambiente, el calor de neutralización por mol de agua formada es esencialmente constante e independiente de la naturaleza del ácido o base. Esta constancia del calor de neutralización se entiende fácilmente cuando se recuerda que los ácidos fuertes, bases y sales se disocian completamente en sus soluciones diluidas que en consecuencia el proceso de neutralización comprende únicamente la combinación del ion hidrógeno e hidroxilo para formar agua no ionizada. Como este proceso es igual en toda neutralización, el valor correspondiente de ∆H será constante para cada mol de agua formada. El valor de esta cantidad a 25°C, corregida al estado tipo, es

H+¿ (a=1)+OH−¿ (a=1)=H 20 (l ) ∆ H25 ° C0 =−13.360cal ¿ ¿

Esta constancia del calor de neutralización no es aplicable cuando se trata de ácidos débiles y bases fuertes, de bases débiles y ácidos fuertes o cuando ácidos y bases son débiles.

MEDICIÓN DE CAMBIOS TÉRMICOS

Para determinar directamente la variación de calor comprendida en una reacción, se usa el calorímetro, que consiste en un recipiente aislado lleno de agua en la cual se sumerje la cámara de reacción. Cuando la reacción es exotérmica el calor producido se transfiere al agua cuyo ascenso de temperatura se lee con precisión mediante un termómetro sumergido en ella. Conociendo la cantidad de agua, su calor específico y la variación de temperatura se calcula el calor de reacción después de tener en cuenta también algunas correcciones por radiación, velocidad de enfriamiento del calorímetro, aumento de temperatura de las vasijas, agitadores, etc. Estas correcciones se evitan al determinar la capacidad calorífica del calorímetro por combustión de cierta cantidad conocida de sustancia, cuyo calor de combustión se ha determinado con precisión. Con este fin, se eligen muestras de ácido benzoico, naftaleno o azúcar. Un procedimiento distinto de evitar correcciones es el de reproducir por calefacción eléctrica el cambio de temperatura producido en el calorímetro, para el proceso que se estudia. La cantidad de energía eléctrica para lograrlo equivale al calor desprendido en el proceso. Un aparato análogo sirve también para las reacciones endotérmicas,pero en este caso se medirán descensos de temperatura en lugar de aumentos.

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∆H =∆E + P∆V

CALORÍMETRO

El calorímetro es un instrumento que sirve para medir las

cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos. Es

decir, sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así

como para medir las cantidades de calor que liberan o absorben

los cuerpos. Existen varios tipos de calorímetros tales como: el

calorímetro adiabático, isoperibólico, bomba calorimétrica,

calorímetro de titulación isotérmica, calorímetro de carga seca,

etc.

Calorímetro

Referencia :

Maron y Prutton ;” Fundamentos de fisicoquímica “;1ª edición; editorial Limusa ;pag.(143-145,156)

http://es.wikipedia.org/wiki/Calor%C3%ADmetro

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IV. TABLA DE DATOS

DATOS EXPERIMENTALES

TABLA 1: Condiciones experimentales

Temperatura (ºC) Presión atmosférica(mmHg) %humedad relativa 21.5 756 94

TABLA 2: Datos para determinar la capacidad calorífica del calorímetro

Temperatura inicial Temperatura de equilibrio

volumen

Agua fría 21ºC 14.4ºC 100 mlAgua helada 6 ºC 100 ml

TABLA 3 : Datos para la estandarización de la solución de NaOH con KC8H204.

Masa del biftalato de potasio (KC8H204.) 0.2035 g

Volumen gastado de NaOH 5.5ml

Volumen teórico calculado de NaOH 4.98 ml

TABLA 4 : Datos para la estandarización de la solución de HCl con la solución de NaOH

Volumen de ácido utilizado 3ml

Volumen gastado de NaOH 10.02 ml

TABLA 5: Datos para determinar el calor de neutralización de NaOH y HCl

Temperatura inicial Temperatura de equilibrio

volumen

HCl 23.4 ºC 24.7 ºC 45 mlNaOH 22.5 ºC 155 ml

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DATOS TEÓRICOS

TABLA 6: Datos para hallar la capacidad calorífica del sistema (calorímetro –agua helada y fría) (*)

CeH 2O= Calor específico del agua 1 cal/(g °C)

ρH 2O= densidad del agua 1.000 g/ml

TABLA 7: Datos para hallar el calor de neutralización (**)

MK C8H 3O4=Masa molar del biftalato 204 g/mol

∆°H25°C= calor de neutralización -13.36 kcal/mol

RESULTADOS EXPERIMENTALES

TABLA 8: Concentraciones corregidas del NaOH y HCl

Normalidad corregida del NaOH 0.18 NNormalidad corregida del HCl 0.60 N

TABLA 9: Capacidad calorífica del sistema y calor de neutralización

capacidad calorífica del sistema (calorímetro –agua helada y fría )

227.27 cal/°C

calor de neutralización del NaOH y HCl −13.848Kcal/mol

PORCENTAJE DE ERROR

TABLA 10 : Porcentaje de error del calor de neutralización de NaOH y HCl

Calor de neutralización (∆ H ¿ %errorteórico experimental

13.36 kcal/mol 13.848Kcal/mol - 3.65

(*)Fuente: Felder Rousseau,”Principios elementales de los procesos químicos” ,3º edición, editorial Limusa, página: 45

(**)Fuente: Samuel H. Maron, Carl F. Prutton, “Fundamentos de Fisicoquímica”, 1era edición, Ed. Limusa, México, 2008, pág.157

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V. EJEMPLO DE CÁLCULO

1. DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA DEL SISTEMA (CALORÍMETRO –

AGUA HELADA Y FRÍA )

De la experiencia se observa que el sistema (calorímetro-agua fría) esta perdiendo calor, por lo tanto cuando el sistema (calorímetro-agua fría) llega al equilibrio térmico se deduce:

Qganado=−Qperdido

mh CeH 2O (Teq−Th ) ¿−C ' (Teq−Tf );

V h ρH2OCeH2O (Teq−Th )=−C' (Teq−Tf ) ……………..(1)

Donde:

mh=V h ×ρH 2O…………..masa del agua helada

V h…………………………….volumen de agua helada

ρH 2O …………………………densidad del agua

CeH 2O ……………………..calor específico del agua

C ' …………………………….capacidad calorífica del sistema(calorímetro –agua fría ) Teq ………………………….temperatura de equlibrio Th ……………………………temperatura inicial del agua helada Tf …………………………..temperatuta inicial del agua fría

Al reeemplazar los datos de la tabla 2 y 6 en la ecuación 1 se obtiene la capacidad calorífica del sistema (calorímetro –agua fría) :

V h ρH2OCeH2O (Teq−Th )=−C' (Teq−Tf )

100ml x 1gml

x1calg℃

x (14.4−6 )℃=C' (21−14.4 )℃

C '=127.27 cal℃

Entonces para hallar la capacidad calorífica del sistema total (calorímetro –agua helada y fría) se utilizó la siguiente fórmula:

C total=C '+mh CeH 2O

C total=127.27cal℃

+100ml x 1gml

x1calg℃

9

C total=227.27cal℃

2 DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DEL NAOH

La normalidad corregida del NaOH se obtiene mediante el factor de correción (fc):

fc=V T

V g

Nc=fc ×N……………(2)

Donde:

VT …………….volumen teórico Vg…………… volumen gastado N……………. normalidad a corregir

Al reemplazar los datos de la tabla 3, 7 y el N NaOH =0.2 N en la ecuación (3) se obtiene el volumen teórico del NaOH:

¿eqNaOH=¿eqBift de K……….(3)

V T x N NaOH=mBift de K

Peq

V T x 0.2=0.2035204.2

V T=4.98mL

Por lo tanto, al reemplazar en la ecuación ( 2) el volumen gastado( V g ) =5.5 ml de la tabla 3 ,N NaOH =0.2 N y el volumen teórico calculado anteriormente se obtiene la normalidad corregida del NaOH

Nc=V T

V g

×N

NC (NaOH )=4.985.5

.0 .2=¿ 0.18 N

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3 DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DEL HCL

La normalidad corregida del HCl se obtiene mediante la siguiente ecuación:

¿eqNaOH=¿eqHCl

N NaOH×V g=N c(HCl )×V HCl……………………….(4)

Donde :

N NaOH =0.18 N ……………..normalidad corregida

Vg…………………………………volumen gastado de NaOH V HCl …………………………… volumen de ácido utilizado

Al reemplazar los datos de la tabla 4 en la ecuación (4) se obtiene la normalidad corregida del HCl:

N NaOH×V g=N c(HCl )×V HCl

0.18×10.02mL=NC (HCl )×3mL

NC (HCl)=0.60N

4 DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

Primero se halló los volúmenes que se necesitó para hacer una reacción de neutralización de modo que los volúmenes sumen 200mL.

Entonces la relación de volúmenes es

V NaOH+V HCl=200

V NaOH=200−V HCl ……………………….(5)

Al reemplazar (5) en la ecuación (6 ) se obtiene los volúmenes respectivos

N NaOH×V NaOH=N HCl×V HCl ……………(6)

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N NaOH ×(200−V HCl)=NHCl×V HCl

1.18×(200−V HCl)=0.60×V HCl

V HCl=45.0mL

Cuando se reemplaza V HCl en la ecuación (5) se obtiene: V NaOH=155.0ml

Después se halló el número de moles que reaccionaron mediante la siguiente fórmula:

n=M ×V

n=Nθ

.V ……………………………(6)

Donde:

M……………………….molaridad N = Mθ …………....normalidad corregida V………………………..volumen θ…………………………parámetro θ

Al reemplazar la normalidad corregida y el volumen del NaOH (obtenido anteriormente) en la ecuación (6) se obtiene:

nNaO H=N NaOH

θ×V NaOH

nNaOH=0.181

×0.155

nNaOH=0.0279mol

De la reacción de neutralización se deduce: nNaOH=nHCl=0.0279mol

Por último, para poder hallar el calor de neutralización se utilizó la siguiente ecuación:

QNeutralización=C total

(T eq−T prom )n

………………………….. (7)

Donde :

C= 216.33 cal/ºc ……………capacidad calorífica del sistema T eq ………………………………..temperatura de equilibrio

T prom……………………………..promedio de las temperaturas ácido y base

n ………………………………… # de moles de ácido o base que intervienen en la reacción

Al reemplazar los datos de la tabla (5) en la ecuación (7) se obtiene:

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QNeutralización=227.27 xcal℃

x(24.7−23 )℃0.0279mol

Q=13.848 kcalmol

Entonces: ∆ H exp=−13.848 kcalmol

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5 DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE ERROR DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

%E=∆ H teórico−∆ H exp

∆ H teórico

X100%

%E=13.36−13.84813.36

×100%

%E=−3.65%

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VI. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En la experiencia de la determinación de la capacidad calorífica del sistema (calorímetro –agua helada y fría), luego de la mezcla de dos volúmenes de agua a temperaturas de 6°C y 21°C, se llega a una temperatura constante denominado temperatura de equilibrio de 14.4 ºC, por lo cual se observa que se cumple el principio de conservación de la energía, donde el agua helada ganó calor y el calorímetro - agua fría perdieron calor.

Durante la estandarización del NaOH 0.2 N y del HCl 0.8N, se determinó la concentración corregida del NaOH que es 0.18 N y la del HCl que es 0.60N .Se observa que estas concentraciones corregidas son menores de 0.2 N y 0.8 N respectivamente .Esta diferencia se debe a que el indicador estaba en mal estado, por lo que no se pudo determinar exactamente el punto de equivalencia.Además se debe a la inadecuada manipulación de la pipeta para extraer NaOH y HCl.

En la experiencia de la determinación del calor de neutralización, se observa que las temperaturas iniciales del NaOH y HCl son 22.5°C Y 23.4°C respectivamente. Generalmente esas dos temperaturas deberían ser iguales, por lo tanto, esta diferencia de temperaturas se debe que hubo un calor adicional por parte del experimentador (contacto con el calor de nuestro cuerpo) mediante el llenado a la pera y al termo de NaOH y HCl respectivamente.

El calor de neutralización calculado fue de – 13.848 kcal/mol, al compararlo con el ∆H teórico de -13.36 kcal/mol se obtiene un porcentaje de error de -3.65% por exceso. Este porcentaje de error es debido a que durante el proceso de la experiencia hubo un calor adiccional por parte del experimentador mediante la manipulación del calorímetro.

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VII. CONCLUSIONES

La reacción de neutralización libera calor, producto de la formación de moléculas de agua

El flujo de calor va desde el cuerpo más caliente al cuerpo más frío hasta llegar un momento en que se alcanza una temperatura de equilibrio.

El calor de reacción es una propiedad que depende de la cantidad de la materia (propiedad extensiva)

El calor de reacción no varía apreciablemente con la temperatura .Por ejemplo para la formación de SO3(g) el calor de reacción a 25ºC es aproximadamente igual al de 500ºC.

VIII. RECOMENDACIONES

Tener un mínimo contacto durante el uso del calorímetro(pera ,termo ,termómetro ), ya al tener contacto con dichos materiales puede aumentar su temperatura debido a que la temperatura de nuestro cuerpo es de 35°C aproximadamente

usar papel metálico para pesar muestras sólidas (biftalato de potasio). Procurar usar una pequeña cantidad de masa de Biftalato de potasio, para gastar

menos reactivo (NaOH).

IX. BIBLIOGRAFÍA

Gastón Pons Muzzo, “Fisicoquímica, Curso básico para las profesiones científicas”, 6ta

edición, Ed. Universo S.A. , Lima-Perú, 1986, pág.125-131, 159

Samuel H. Maron, Carl F. Prutton, “Fundamentos de Fisicoquímica”, 1era edición, Ed.

Limusa, México, 2008, pág. , 143-145 , 156-157

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X. APÉNDICE

CUESTIONARIO

1. Explicar brevemente sobre los tipos de calores de neutralización.

Existen diferentes tipos de calor de neutralización:

Calor de neutralización de Bases fuertes y Acido fuertesLa explicación de este hecho reside en que tanto los ácidos como las bases fuertes se disocian completamente en sus respectivos iones cuando se hallan en solución acuosa suficientemente diluida. 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. En consecuencia el proceso de neutralización comprende únicamente la combinación del ión hidrógeno e hidroxilo para formar agua no ionizada .Después de la neutralización, la solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl-. Entonces para este caso el calor de neutralización viene dado por la formación del agua.

H+¿+O H−¿=H2 0( l )∆ H 25 °C0 =−13.360 cal¿ ¿

Calor de neutralización de á c ido s débil e s - bas e s fu e rt e s , d e bas e s d éb iles - á c ido s fu e rt e s o c u a nd o ác id os- b ase s so n d éb i les .

La conducta de las reacciones mencionadas se explica teniendo en cuenta que en tales neutralizaciones la combinación del ion hidrógeno con el de hidroxilo para formar agua, no es la única reacción que puede verificarse. Tómese el caso del ácido hidrociánico e hidróxido de sodio por ejemplo. El primero de éstos, en agua se encuentra prácticamente no ionizado. Antes de que el ion hidrógeno del ácido pueda reaccionar con el hidroxilo de la base, debe verificarse una ionización, y como ésta tiene lugar durante la neutralización, el cambio térmico observado es la suma del calor de ionización del ácido y el de neutralización del ion hidrógeno ionizado; es decir, después de la corrección al estado tipo, la reacción total resulta:

HCN+OH−¿=CN−¿+H2 O (l ) ∆H 25 ° C0 =−2460 cal¿ ¿

2. Establezca la relación entre ∆H y ∆U para una reacción en fase gaseosa, y determine el ∆H y ∆U para la obtención del amoniaco a partir de sus elementos en fase gaseosa.

Se sabe que : ∆H=∆U +PV

Donde PV representa al trabajo y depende de la variación de volumen, entonces adoptando la idea de que el gas sea ideal, podemos escribir:

∆H=∆U + nRT

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Asumiendo una temperatura de 25°C y una presión de 1 atm además de haber variación de volumen

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

La entalpía de reacción se calcula como:

ΔHrx=ΔH(productos)-ΔH(reactantes)ΔHrx=2(ΔHformación del NH3) – 1(ΔHformación del N2) – 3(ΔHformación de H2)ΔHrx=2(-46.3KJ/mol)–1(0KJ/mol)–3(0KJ/mol)ΔHrx=-92.6KJ

3. Indique el procedimiento a seguir para determinar el ∆H de una reacción a temperaturas diferentes de la estándar.

Si se quiere determinar el ∆H de una reacción a temperaturas diferentes de la estándar se debe derivar la expresión del calor de reacción con respecto a la temperatura:

∆ H Ro=H productos

o −H reactanteso

d(H ¿¿ Ro)

dT=

d (H productoso )dT

−d H reactantes

o

dT¿

Se sabe también que la derivada de la entalpia con respecto a la temperatura es igual a la capacidad calorífica a presión constante,

d(H ¿¿ Ro)

dT=Cp∏ .

o −C preact ..o ¿

d (∆ HRo )=(C¿¿ po)dT ¿

Se procede a integrar

∫Ti=298

T 2=T

d (∆ H Ro )= ∫

Ti=298

T 2=T

(∆CRo )dT

Luego

(∆H Ro )r−(∆ H R

o )298= ∫Ti=298

T 2=T

(∆C Ro )dT

(∆H Ro )r= ∫

Ti=298

T 2=T

(∆C Ro )dT +(∆H R

o )298

También de la ecuación anterior ∆CRo representa la diferencia entre las capacidades caloríficas

de los productos menos las capacidades caloríficas de los reactantes.

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∆CRo=∑ n iC p¿¿ ¿¿

Reemplazando, para así poder obtener una expresión general que permite calcular el calor de reacción a cualquier temperatura diferente a la de estándar.

(∆H Ro )r= ∫

Ti=298

T 2=T

¿¿

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