Guia de TP 1 - 2021

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Trabajo Práctico 1: Termoquímica 
 
 
BIBLIOGRAFIA: Química: Moléculas. Materia. Cambio, P. Atkins y L. Jones, capítulo 6 
 Química Física, P. W. Atkins, 6ª Edición, capítulos 2 y 3 
 Química Física, P. Atkins, J. de Paula, 8a edición, capítulo 2 
 Bioenergética. Textos Complementarios para el Curso de Fisicoquímica 
 
 
1.1. Objetivos 
 
Determinar el cambio de entalpía asociado a reacciones químicas. Verificar que las entalpías de 
reacciones individuales se pueden combinar para obtener la entalpía de otra reacción, aplicando las 
Leyes de Lavoisier-Laplace y de Hess. 
 
1.2. Introducción teórica 
 
La cantidad de calor absorbida o liberada en las reacciones químicas, en los procesos físicos o en los 
sistemas biológicos, se puede determinar por medio de un calorímetro que debe ser calibrado antes de 
su uso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Calorímetro 
 
 
La calibración consiste en averiguar cuál es el valor numérico de la constante de proporcionalidad o 
constante global del calorímetro (kt) entre el calor liberado por la reacción en estudio (q) y la variación de 
temperatura medida (T) en el calorímetro con el que se trabaje (Figura 1). 
 
 q = kt T (1) 
 
Para efectuar la calibración es necesario proporcionar al calorímetro una cantidad de calor conocida. Esta 
se puede obtener: 
 
a) Conectando una resistencia de valor conocido (R) a una fuente de f.e.m. (E) conocida. Estando la 
resistencia sumergida en el agua del calorímetro, el calor absorbido por el agua será igual al calor liberado 
por la resistencia y estará dado por la ley de Joule: 
 
 q = 
E2 t
R
 (2) 
 
siendo t el tiempo durante el cual circula la corriente eléctrica. 
 
Varilla 
Termómetro 
Recipiente adiabático 
Cámara de reacción 
b) De un cuerpo sólido o una masa líquida de temperatura mayor que la del calorímetro; siendo m, T y 
Cp conocidos, ya que 
q = m Cp T (3) 
 
 
c) De una reacción química con H conocido (ya que a P = constante, q = H). 
 
La kt es la constante global del sistema calorimétrico y depende de cada calorímetro. En general el valor 
de kt incluye la constante del calorímetro (kc) y un término adicional que corresponde al calor absorbido 
por la solución (sc) o cuerpo contenido dentro de la cámara de reacción (m x Cp)sc: 
 
 kt = kc + (mCp)sc (4) 
 
La constante del calorímetro (kc) es propia de cada calorímetro y depende de los elementos que lo 
componen (vaso, termómetro, recipiente, etc). El valor de la kc puede ser determinado a partir de la 
siguiente ecuación: 
 
 kc (J/K) = (mCp)vidrio+ (m Cp)acero+ ……… (5) 
 
Con los valores de kt y kc calculados en la calibración y los cambios de temperatura medidos durante la 
experiencia, y utilizando la ecuación (1) pueden calcularse las cantidades de calor absorbido o liberado 
por los distintos sistemas. 
 
 
LEY DE LAVOISIER Y LAPLACE: La cantidad de calor a presión constante (ΔH) o a volumen constante 
(ΔU) absorbida o liberada por una reacción química que ocurre en una dirección es de igual valor, pero 
de signo opuesto, a la que va asociada a la misma reacción en sentido inverso. 
 HAB= -HBA UAB= -UBA 
 
 
LEY DE HESS: La cantidad de calor absorbida o liberada a presión constante (ΔH) o a volumen constante 
(ΔU) por una reacción química es la misma, tanto si dicha reacción se verifica en una, como en varias 
etapas. 
 
 
En este Trabajo Práctico se determinará el cambio de entalpia asociado a la reacción de 
neutralización del hidróxido de sodio (NaOH) con el ácido clorhídrico (HCl) en solución acuosa (reacción 
1), a partir de la combinación de los cambios de entalpia asociados a las reacciones 2 y 3. 
 
 H1 
 NaOH (aq) + HCl (aq)  NaCl (aq) + H2O (l) Reacción 1 
 
 H2 
 NaOH (s) + H2O (l)  NaOH (aq) + H2O (l) Reacción 2 
 
 H3 
 NaOH (s) + HCl (aq)  NaCl (aq) + H2O (l) Reacción 3 
 
 
¿Qué cálculo matemático se debe realizar para obtener el cambio de entalpia asociado a la 
reacción 1, utilizando las variaciones de entalpías de las reacciones 2 y 3? 
 
 
 
La unidad de cantidad de calor adoptada por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) 
y el SI (Sistema Internacional) es el Joule (J). Los valores de H se expresan en J o kJ. No obstante, en 
algunos libros y publicaciones estos valores pueden estar expresados en calorías (cal), donde 1 cal = 
4,184 J. 
 
 
1.3. Materiales 
 
Simulador diseñado por Pearson Education: 
 
https://media.pearsoncmg.com/bc/bc_0media_chem/chem_sim/calorimetry/Calor.php 
 
 
1.4. Procedimiento 
 
1.4.1. Calibración del calorímetro: determinación de la constante del calorímetro (Reacción 1) 
 
Para la calibración del calorímetro se utilizará la reacción de neutralización entre HCl y NaOH en fase 
acuosa, con un H conocido (incluido en la Tabla 1, reacción 1). Como se trabaja a presión constante, 
qp es igual al H de dicha reacción. En esta etapa se determinará la constante del calorímetro. 
 
Tabla 1: Determinación de los calores asociados a reacciones químicas 
 
Reacción 
NaOH 1M 
(ml) 
NaOH (s) 
(g) 
HCl 1M 
(ml) 
HCl 0,5 M 
(ml) 
H2O 
(ml) 
NaOH 
(moles) 
Cp sol 
(J/K g) 
H 
(kJ/mol) 
1 60 ------ 60 ------ ------ 4,035 -55,8 
2 ------ 2 ------ ------ 100 4,069 
3 ------ 2 ------ 100 ------ 4,035 
 
 
a. En el link del simulador, ingrese a la solapa de Experimentos (Experiment) y elija la opción “Run 
experiment”. 
 
b. Debajo del vaso de precipitado, elija el primer reactivo a utilizar, seleccione el volumen y la 
molaridad indicados en la Tabla 1 para la Reacción 1. 
Tenga en cuenta que los reactivos están divididos en líquidos (solventes), sólidos o soluciones (acuosas). 
Una vez seleccionados todos los parámetros oprima el botón “Next”, para habilitar el otro recipiente. 
c. Repita el proceso para el 2do reactivo y oprima el botón “Next”. 
d. Habilite la opción “Show graph view” y oprima Start, para que inicie la simulación. Si quiere repetir 
la simulación pueden clickear "Replay" 
e. Tome nota de la temperatura inicial y final, y del tiempo (en segundos) de reacción. 
f. Al finalizar la reacción copie el gráfico y guárdelo para la confección del informe. 
 
1.4.2. Determinación del calor de disolución de NaOH (s) (Reacción 2) y de la neutralización de NaOH 
(s) y HCl (aq) (Reacción 3) 
a) Para restaurar el simulador clickear "Reset" 
b) Repita los pasos b-f del inciso anterior (1.4.1.) para las reacciones 2 y 3. 
Tenga en cuenta que cuando los reactivos sean sólidos o líquidos deberá completar únicamente la masa 
utilizada y la temperatura inicial de 20 °C. 
 
1.5. Informe 
https://media.pearsoncmg.com/bc/bc_0media_chem/chem_sim/calorimetry/Calor.php
1.5.1. Complete los gráficos obtenidos con el simulador, siguiendo las recomendaciones para la 
construcción de tablas y figuras (ver Apéndice Tablas y Gráficos). 
 
1.5.2. Considerando que el error relativo asociado a cada determinación es del 2%, calcule el ESM del 
T utilizando la ecuación (6) para cada etapa y exprese el resultado como T ± ESMT. 
 
 ESM∆T = ER∆T x T (6) 
 
 
1.5.3. Determine los valores de kt y kc 
a) Teniendo en cuenta que kt = kc + (m  Cp)sc (7) 
y que q = kt x T (8) 
a P = constante qp = H 
Entonces, se puede calcular kt de la reacción 1, utilizando la siguiente expresión: 
 kt = 
−∆H x n 
T 
 (9) 
H1 (tabulado) = - 55,8 kJ/mol 
n = número de moles del reactivo limitante (NaOH(s), PM = 40 g/mol) 
 
b) Por medio de la ecuación (7) calcule kc 
 
1.5.4. Cálculo de las variaciones de entalpía (H) de disolución de NaOH (Reacción 2) y de neutralización 
entre NaOH(s) y HCl (aq) (Reacción 3) 
a) Por medio de la ecuación (7) calcule los valores de kt para cada reacción (2 y 3) utilizando el valor de 
kc hallado. Considere que la densidad de la solución es aproximadamente igual a la densidad del agua 
pura (1 g/ml). 
b) Por medio de la ecuación (8)y con los valores calculados de kt y los valores de T calcule los valores 
de q. 
c) Utilizando la ecuación (10), con los valores calculados de q y los valores de n, calcule los valores de 
H2 y H3. 
H/mol = - q/n (10) 
 
Expréselos como H  ESMH. El ESMH se debe calcular según: 
 ESMH = ERT x H (11) 
donde ER∆T = 
ESM∆T 
T 
 
 
 
A partir de los cálculos realizados complete la Tabla 2. 
 
Tabla 2: Resultados obtenidos 
Reacción 
T 
(K) 
kc 
(kJ/K) 
kt 
(kJ/K) 
q 
(kJ) 
ER 
(%) 
H ± ESMH 
(kJ/mol) 
1 
2 
3 
 
1.5.5. Compruebe que las entalpias estándar de las reacciones 2 y 3 se pueden combinar para obtener 
la entalpía de la reacción 1 
 
a) Exprese el valor de H1 tabulado (Tabla 1) como H1 ± ESM1, considerando el error experimental 
correspondiente a la etapa 1 (calibración). 
 
b) A partir de los valores de H2 y H3 obtenidos, calcule el valor de H1 aplicando la ley de Lavoisier-
Laplace y la Ley de Hess: 
H1 = -H2 + H3 
c) Exprese el H1 calculado en el ítem b) con su correspondiente ESM, utilizando la siguiente expresión: 
 
2
3
2
2 )ESM()ESM(  
Exprese la suma como: [-H2 + H3] ± 
2
3
2
2
)ESM()ESM( 
 
 
d) Compare los intervalos de error del H1 calculado y del H1 tabulado 
 
En todos los casos se debe utilizar el número adecuado de cifras significativas (ver péndice de Error) 
 
1.5.6. Conclusiones 
 
Cuestionario de Orientación 
 
1. ¿De qué parámetros depende la constante global del calorímetro? 
 
2. ¿Qué diferencia hay entre kc y kt? 
 
3. Indique V o F. Justifique su respuesta: 
 a) La kc no cambia si se usan dos termómetros distintos 
 b) La kc puede tomar valores positivos o negativos 
c) La cantidad de calor absorbida por el calorímetro es directamente proporcional al aumento de 
temperatura. 
 
4. ¿Qué funciones termodinámicas se determinan por calorimetría? ¿Qué magnitudes se deben medir 
para ello? 
 
5. Indique V o F. Justifique 
 a) q es igual a H sólo si la P es constante 
 b) El H de la reacción de neutralización del HCl con NaOH calculado en el TP tendrá valor 
positivo. 
 
6. Enuncie la ley de Hess; aplíquela al siguiente ejercicio e indique si se verifica: 
 
 
 H1= -30 kJ/mol H2= -18 kJ/mol 
H2SO4 (120 m) H2SO4 (60 m) H2SO4 (12 m) 
 
H3= - 8 kJ/mol H6= - 5 kJ/mol 
 
 H4 = - 20 kJ/mol H5 = -15 kJ/mol 
H2SO4 (100 m) H2SO4 (50 m) H2SO4 (22 m) 
 
 
7. ¿Cuál es el fundamento del método de calibración del calorímetro usado en el TP? ¿Qué otros métodos 
de calibración conoce?