Carbonato de sodio anhidro práctica

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(
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES
 ZARAGOZA
)-		
Laboratorio de Ciencias Básicas II
INFORME DE TRABAJO. Determinación del calor de disolución de Carbonato de Sodio Anhidro
Equipo 4
Cruz Navarrete Carlos Guadalupe 
Gómez Velázquez Miguel Ersavit
Rivera Sánchez José Armando
Prof. Q.A Giles Velázquez Eduardo
Ciudad de México CDMX 18/Marzo/2016
INTRODUCCION
A lo largo de este informe de trabajo abordamos parte de la Unidad I del Laboratorio de Ciencias Básicas II la cual lleva por fundamento a la Calorimetría que como ya sabemos es la rama de la física que se encarga del estudio de las medidas que van referidas al calor. A lo largo de estas semanas de trabajo hemos desarrollado un calorímetro casero, el cual fue calibrado en la práctica pasada mediante dos métodos distintos ahora por el cual podemos ocuparlo para cuantificar distintos calores de una infinidad de reacciones que se dan en el mundo exterior. Por lo cual dimos inicio a la práctica que lleva por nombre “Calor de disolución del Carbonato de sodio anhidro (Na2CO3)”. Está practica está fundamentada en varios conceptos ya vistos en el semestre pasado como lo es la Volumetría ácido-base, entre otros conceptos más.
Objetivo General
· Determinar el calor de Disolución del Na2CO3 en medio acuoso en el laboratorio escolar
Objetivos específicos
· Comprender el concepto de calor de disolución
· Utilizar la volumetría y el uso de patrones primarios para la estandarización de soluciones secundarias
Hipótesis
Al realizar los pasos de la práctica en el tiempo adecuado y con menores errores sistemáticos en la categoría del analista, obtendremos un valor muy cercano para el calor de disolución del Na2CO3 el cual es de -6.90 Kcal/mol
Variables Dependientes
· Tiempo. Está variable la podemos controlar, por lo cual será controlada con la ayuda de un cronometro y será medida en intervalos de 30 Seg.
· Pesaje del Reactivo. En este caso hacemos referencia al Na2CO3 ya que el ácido no puede ser pesado, sino es medido volumétricamente. La masa de reactivo será pesada con ayuda de una balanza analítica cuidando el rango de error, el cual es de 0.001 para que la concentración teórica del Na2CO3 no se vea muy afectada.
· Solubilidad. Tratamos está variable como dependiente ya que está en función de la temperatura del solvente, por lo regular en todos los sólidos se cumple la regla de a mayor temperatura, mayor solubilidad. Más sin embargo en nuestra sal esto no sucede por lo cual agregaremos este soluto a una temperatura de aproximadamente 40°C ya que con está temperatura el agua está en su máxima capacidad de disolver el Na2CO3
Variables independientes
· Temperatura en equilibrio. Está temperatura depende directamente del tiempo en que nosotros tengamos la solución de Na2CO3 en el calorímetro, por lo cual será medida junto con el tiempo en intervalos de 30 Seg. Hasta observar una constante en ella.
· Temperatura ambiente. Está medición es importante ya que va incluida en la fórmula para calcular el Calor de disolución. Por lo cual será medida en intervalos de 5 minutos desde el inicio hasta el final del experimento, la cual deberá ser constante, en caso de observar variabilidad se procederá a realizar el tratamiento de datos estadístico correspondiente.
Variables extrañas
· Presión atmósferica. Está variable esperamos no afecte nuestra práctica ya que consideramos nuestro calorímetro como un sistema aislado por lo cuál dicha práctica se relizará a una presión constante, la cual consideramos como la de la Ciudad de México , 585 mm de Hg
MARCO TEORICO
· Reactivos
A) Carbonato de sodio anhidro (Na2CO3)
 (
Cuadro 1. Na
2
CO
3
 en estado sólido
)El carbonato de sodio o carbonato sódico es una sal blanca y translúcida de fórmula química Na2CO3, usada entre otras cosas en la fabricación de jabón, vidrio y tintes. Es conocido comúnmente como barrilla, natrón, sosa Solway, soda Solvay, sosa Ash, ceniza de soda y sosa. En la fabricación de detergentes, el carbonato de sodio es indispensable en las formulaciones al objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias que lo componen, enzimas, tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado. No es de menos importancia el empleo del carbonato de sodio en aquellos procesos en los que hay que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de aguas de la industria, así como en los procesos de flotación. (Carbonato de sodio. 2015)
B) Ácido sulfúrico (H2SO4)
 (
Cuadro 2
. H
2
SO
4
 en estado líquido
)Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica. En agua se comporta como un ácido fuerte en su primera disociación, dando el anión hidrogenosulfato, y como un ácido débil en la segunda, dando el anión sulfato. Además reacciona violentamente con agua y compuestos orgánicos con desprendimiento de calor. (Ácido Sulfúrico, 2015)
· Indicador ácido-base
A) Fenolftaleína (C20H14O4)
La fenolftaleína de fórmula (C20H14O4) es un indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,2 (incoloro) a pH=10 (magenta o rosado). Sin embargo en pH extremos (muy ácidos o básicos) presenta otros virajes de coloración; en la cual la fenolftaleína en disoluciones fuertemente básicas se torna incolora, mientras que en disoluciones fuertemente ácidas se torna naranja.
Es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia de ácido sulfúrico.
Los cambios de color están dados por los rangos de pH en cual es utilizada, las cuales son descritas mediante las siguientes ecuaciones químicas:
 (
Cuadro 3. Formula desarrollada de la Fenolftaleína
)De medio neutro a medio básico:
H2Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O
Incoloro → Rosa
De medio básico a medio muy básico:
Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína (OH)3-
Rosa → Incoloro
De medio básico a medio neutro o ácido:
Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2Fenolftaleína
Rosa → Incoloro
De medio neutro o ácido a medio muy ácido: 
H2Fenolftaleína + H+ ↔ H3Fenolftaleína+ 
Incoloro → Naranja (Fenolftaleína, 2015)
· Calorimetría. La Calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir la cantidad de calor generada o perdida en ciertos procesos físicos o químicos.
 (
Cuadro 4. Calorímetro casero a presión constante
)El aparato que se encarga de medir esas cantidades es el calorímetro. Consta de un termómetro que está en contacto con el medio que está midiendo. En el cual se encuentran las sustancias que dan y reciben calor. Las paredes deben estar lo más aisladas posible ya que hay que evitar al máximo el intercambio de calor con el exterior. De lo contrario las mediciones serían totalmente erróneas.
También hay una varilla como agitador para mezclar bien antes de comenzar a medir. Básicamente hay dos tipos de calorímetros. Los que trabajan a volumen constante y los que lo hacen a presión constante.
La cantidad de calor que recibe o transmite un cuerpo está determinada por la siguiente fórmula:
Q = m x Ce x (Tf – Ti)
Donde Q es el calor, m es la masa del cuerpo, Ce es el calor específico del cuerpo, que esta determinada por el material que lo compone. Y la variación de temperatura se representa por la diferencia entre Tf y Ti (temperatura final e inicial). (Calorimetría. 2013)
· Calor de disolución. El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsoln es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de solutose disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa:ΔHsoln = Hsoln - Hcomponentes
 No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorímetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía, para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+). (Calor de disolución. 2010)
· Volumetría
Los métodos volumétricos de análisis se basan en la medida de volumen de un reactivo de concentración conocida que es consumido por el analíto. Básicamente los métodos tienen en común que son valoraciones basadas en diferentes tipos de reacción química:
 (
*Cabe re
saltar que para esta práctica
 realizamos volumetría para reacciones ácido-base. 
)- Acido-base
- Precipitación
- Formación de iones complejos
- Oxido-reducción 
VALORACIONES ACIDO-BASE.
Método analítico para determinar la concentración de un ácido o de una base mediante titulación contra una solución de concentración conocida. La determinación de la concentración de una muestra de vinagre comercial, es una aplicación de este tipo de análisis. 
Las titulaciones o valoraciones: se llevan a cabo añadiendo lentamente, desde una bureta una solución, para que reaccione con otra solución colocada en una fiola; se conoce la concentración de una de las soluciones, y se busca determinar la concentración de la otra solución. La ubicación de los reactivos dependerá de la decisión del analista. Poner “título” a una solución significa determinar su concentración y reportarla en la etiqueta del recipiente donde se va a almacenar. 
Estándar primario. Estándar primario es un compuesto de alta pureza que sirve como material de referencia en los métodos volumétricos de titilación. Esta sustancia debe cumplir con una serie de requerimientos:
1. Alta pureza (más de 99 %)
2. Debe ser estable al aire
3. Ausencia de agua de hidratación para evitar variaciones con los cambios de humedad el ambiente
4. Fácilmente obtenible a costo moderado
5. Razonable solubilidad en el medio de titilación
6. Masa molar relativamente alta para minimizar los errores asociados con su pesada: si la masa molar es alta, se necesitará mayor masa para obtener la cantidad necesaria en moles.
SOLUCIÓN ESTÁNDAR O SOLUCIÓN PATRÓN
Es una solución que se prepara para utilizarla como patrón en métodos volumétricos. Las propiedades deseables en una solución patrón son las siguientes:
1. Suficientemente estable en el tiempo para determinar su concentración una vez (no se necesita determinar nuevamente su concentración cada vez que se utilice)
2. Reacción rápida con el analíto
3. Reacción más o menos completa para alcanzar el punto final. (Química analítica. 1986)
- Reacción
H2SO4 + Na2CO3 Na2SO4 + H2O + CO2
· Recursos
	Material
	Equipo
	Reactivos
	Otros
	Probeta graduada de 100 ml
Termómetro total de (-10, 120°C)
Vaso de precipitado de 100 ml
Agitador magnético
Pinzas dobles de presión
Soporte universal
Pipeta volumétrica de 5 ml
Pera de hule
Matraz aforado de 25 ml
Pesafiltro
Matraz Erlenmeyer de 30 ml
	
Calorímetro
Estufa
Parrilla de agitación y calentamiento
Desecador
	
Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Carbonato de sodio anhidro (Na2CO3)
	
Agua Destilada
Fenolftaleína
· Metodología 
A) Diagrama de bloques para realizar la práctica Determinación del calor de disolución de Carbonato de Sodio Anhidro:
 (
Pesar 3.97g de 
Na
2
CO
3
) (
Calor de disolución del 
Na
2
CO
3
)		
 (
Realizar cálculos de la normalidad del 
Na
2
CO
3
 con el volumen gastado de H
2
SO
4
 en la titulación.
) (
Calcular el calor de disolución del 
Na
2
CO
3
) (
Registrar datos y tablas
) (
Titular 3 muestras de
Na
2
CO
3
 (5ml) con H
2
SO
4
 y dos gotas de fenolftaleína.
) (
Preparar la solución de
H
2
SO
4
 en un matraz aforado.
) (
Guardar la solución de 
Na
2
CO
3
en un frasco ámbar
) (
Tomar lecturas hasta alcanzar una temperatura constante.
) (
Agregar el 
Na
2
CO
3
y agitar durante 1 minuto
) (
Verter en el calorímetro y enfriar hasta 40°C 
) (
Calentar 75ml de agua en un vaso de precipitados hasta alcanzar 52°C
)
· Procedimiento
1. Secado del Na2CO3
1.A) Colocar 40 g. de Na2CO3 en un pesafiltro e introducirlo a la estufa escolar en un intervalo de temperatura entre los 40 y los 80°C, durante un lapso de 45 minutos.
1.B) Posteriormente introducir el pesafiltro con el reactivo en un desecador durante 24 horas en el laboratorioescolar.
2. Solución de Na2CO3 al 1N
2.A) Pesar con ayuda de la balanza analítica 1.3520 g. de Na2CO3 completamente seco con un rango de error de 0.001 g. y disolver con agua destilada en un vaso de precipitado
2.B) Depositar la solución y restos de la masa del reactivo en un matraz aforado de 25 ml. Enjuagar con poca agua el vaso de precipitado y el agitador de vidrio varias veces, esto es con el fin de verter toda la masa y la solución restante en el matraz
2.C) Llenar con agua destilada la solución hasta la marca de aforo
3. Solución de H2SO4 aproximadamente al 1N
3.A) En una campana escolar. Verter aproximadamente 100 ml. de agua destilada fría a un matraz aforado de 250 ml. 
3.B) Medir con una pipeta volumétrica de 5 ml y una pera de hule. 5 ml de ácido sulfúrico al 96 % p/p y verterlos dentro del matraz aforado con el agua destilada
3.C) Medir con ayuda de una pipeta graduada de 2 ml. 1/100. Aproximadamente 1.94 ml. de ácido sulfúrico y verterlos dentro del mismo matraz aforado
3.D) Llenar con agua destilada la solución hasta la marca de aforo.
*Posteriormente se procederá a titular está solución de ácido con la solución preparada en el paso anterior de Na2CO3 al 1N, para conocer su concentración verdadera.
4. Calor de disolución del Na2CO3
4.A) Pesar 3.975 g de Na2CO3 en la balanza analítica con la ayuda de una espátula y papel glassine. Considerando el rango de error de 0.0001 g
4.B) Medir 75 ml. de Agua destilada en una probeta graduada de 100 ml y verterlos a un vaso de precipitado de 100. Posteriormente montar el sistema que consiste en un soporte universal, unas pinzas dobles de presión, un termómetro y la placa de calentamiento
4.C) Colocar el vaso de precipitado con el agua destilada sobre la parrilla para su calentamiento a 47°C.
4.D) Verter el agua destilada en el calorímetro y dejar atemperar hasta aproximadamente 40°C. Medir temperatura en intervalos de 30 Seg. Y anotarlas en la bitácora.
4.E) Verter la masa de Carbonato de sodio anhidro del paso 4.A en el calorímetro y agitar cuidadosamente durante 80 Seg. Con el fin de disolver la mayor cantidad de masa posible, tomar temperaturas cada 30 Seg. Y anotarlas en la bitácora.
4.F) Tomar 3 alicuotas de 5 ml. de la solución de Na2CO3 y estandarizarlas con la solución de H2SO4 de concentración conocida, para lograr la obtención de la concentración verdadera y de este modo conocer la masa disuelta dentro del calorímetro.
4.G) Realizar los cálculos correspondientes para la obtención del calor de disolución del Carbonato de sodio anhidro.
 (
Análisis de resultados de la titulación de la solución de Na
2
CO
3
 en la determinación del calor de disolución del mismo
)- Resultados
	
Muestra 
#
	
Vol.
Na2CO3 (ml)
	Vg
H2SO4 (ml)
	
[ H2SO4]
N
	
[Na2CO3]
N
	Media 
[ Na2CO3]
N
	
s
	
% C.V
	
L.I
	
L.S
	
1
	
5
	
2.3
	
0.949
	
0.43654
	
0.43654
	
0.0
	
0.0
	
/
	
/
	
2
	
	
	
	
0.43654
	
	
	
	
	
	
3
	
	
	
	
0.43654
	
	
	
	
	
 (
 T (T. Equilibrio – T. Ambiente) = 45 – 24 = 21 °C
)
 (
 T (corregida) = 46 – 45 = 1°C
)
	Calor de disolución de Na2CO3
	
[N]
	
Masa disuelta (gramos)
	
T
	
Ce. Na2CO3
KJ / g * °C
	
“k” 
Calorímetro
Kj / °C
	
Q disolución 
Kcal
	
% Error
	
0.43654
	
1.735246
	
T. ambiente
T. 
equilibrio
	
T. equilibrio
T.
Agua y calorímetro
	
0.25
	
0.0596
	
-4.2000
	
39.39
	
	
	21°C 
	1°C
	
	
	
	
Discusión
En la industria el saber el calor de disolución permite la creación de productos de calidad y con beneficios a los consumidores, en el caso muy particular de la practica esperábamos un valor teórico de -6.90kcal/mol de la disoluciónde Na2CO3, esto es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente, nuestra guía para llevar a cabo la práctica es el libro “Química Analítica Cuantitativa” del autor Palmer y con esto realizar los cálculos correspondientes, en esta parte entra la solubilidad del Na2CO3 que alcanza un máximo de solubilidad a los 45° después de esa temperatura comienza a decaer la solubilidad pero existen sustancias más solubles que otras por eso ubiquemos bien que nuestro soluto es una oxisal= sal + oxigeno, la mayoría de las sales son solubles en agua entonces es aquí donde entra la solvatación de una sal iónica por el agua, que como primer paso es la ruptura de la red cristalina para eso se suministra energía y esa energía es igual a la de la red cristalina ya que se requiere vencer las fuertes atracciones electrostáticas que mantienen unidos a los iones en el sólido cristalina, enseguida se lleva a cabo la hidratación de los iones de aquí se desprenderá energía pues se establecerán atracciones electrostáticas tipo ion dipolo entre los iones y el agua, de alguna forma se explica lo que pasa molecularmente en nuestro experimento pues podemos decir que para que el proceso de solubilizarían sea favorecido energéticamente, la entalpia desprendida de agregar el Na2CO3 debe ser mayor a la entalpia requerida para romper la red cristalina, de esto depende que una sal soluble o insoluble. Pero no todas las sales aunque aparentemente sean similares tienen la misma solubilidad y esto se debe a pequeños detalles como el radio iónico y una elevada carga.
La explicación del valor obtenido de -4,20kcal/mol depende directamente de la concentración de la disolución y las condiciones del calorímetro permitieron disolver cierta cantidad Na2CO3 es por eso que para cierta cantidad de sustancia que se logró disolver se requirió energía y esa energía es la misma que se necesitó para romper la red cristalina. Más sin embargo no hay que dejar por un lado los errores de tipo sistemáticos que existen presentes en la categoría del analista ya que son los más influyen dentro de nuestra práctica ya que disminuimos los errores del tipo aleatorio al máximo, lo cual se ve reflejado al no tener variabilidad en nuestra valoración de la solución final de nuestra sal.
Conclusión 
Se obtuvo un valor de -4.20kcal/mol muy cercano a nuestro valor real, se puede atribuir este dato a que el Na2CO3 no se disolvió por completo, además de errores tanto sistemáticos como aleatorios que no se pudieron eliminar o reducir en la práctica.
Referencias Bibliográficas:
· Brown, L. et al. (2009). Química. La ciencia central. 11° edición México: Prentice-Hall Interamericana. pp. 438-445
· Chang, R. (2002). Química, 7° edición. Colombia: McGraw-Hill Interamericana. pp. 350-385
· FRITZ, J. (1986). Química analítica cuantitativa, México, D.F., Limusa, 3° edición, pp. 209-247.
Referencias Ciberográficas:
· Elemento químicos, usos (2015). Ácido sulfúrico, Carbonato de sodio y Fenolftaleína [En línea] (Actualizado al 13 de Marzo de 2014) Disponible enhttp://herramientas.educa.madrid.org/tabla/6usos/cu6.html [Ultimo acceso el 5 de marzo de 2016]
· Zona Química: Calor de disolución. (2010). Calor de disolución [En línea] (Actualizado al 28 de Junio de 2010) Disponible en http://zona-quimica.blogspot.mx/2010/06/calor-de-disolucion-y-de-dilucion.html [Ultimo acceso el 7 de marzo de 2016]
· Química y algo más. (2013) Qué es la calorimetría [En línea] (Actualizado el 18 de mayo de 2013) Disponible en http://www.quimicayalgomas.com/fisica/que-es-la-calorimetria/ [Ultimo acceso el 7 de marzo de 2016]