I. Objetivos 1. Determinar el cambio de entalpía de una reacción de metal de magnesio con ácido clorhídrico.

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1 UNIVERSIDAD INTERAMERICANA Recinto de Bayamón Departamento de Ciencias Naturales y Matemáticas Fundamentos de Química: CHEM 1111 Experimento No. 9: Cambio de entalpía de una reacción I. Objetivos 1. Determinar el cambio de entalpía de una reacción de metal de magnesio con ácido clorhídrico. II. III. Materiales (Dibuje sólo el calorímetro en su libreta) Calorímetro (Fig. 1 abajo; Fig. 6.9, pg 242, en Chang) Termómetro Vasos de precipitado de 100 y 250 ml Probeta 100 ml Reactivos 2.0 M HCl, 100 ml 2.0 M NaOH, 50 ml Magnesio (s) IV. Introducción En una reacción química, los enlaces de los reactivos se re-arreglan para formar nuevos compuestos, esto es, los productos. Estos re-arreglos producen cambios en la energía del sistema donde se lleva a cabo la reacción. Si la reacción se lleva a cabo bajo presión y volumen constante, a los cambios en la energía se le conoce como entalpía de reacción, Hrxn. Bajo presión y volumen constantes, los cambios de energía de una reacción se reducen a transferencias de calor, q, o sea, que el trabajo, w, en la ecuación de la primera Ley de Termodinámica, E = q w, es igual a cero. En un sistema aislado, el cual no permite intercambio de calor ni de materia con el medio ambiente, la transferencia de calor ocurre exclusivamente entre los componentes del sistema. Si tenemos dos componentes en el sistema, como por ejemplo A y B, la cantidad de calor que libera uno de los componentes del sistema es igual a la cantidad de calor que absorbe el otro componente. Es decir, si A libera calor y B lo absorbe, entonces -qa = qb (1) donde el calor absorbido por B, qb, es el mismo que el liberado por A, qa, con signo opuesto. El signo negativo representa calor que se libera y el positivo calor que se absorbe.

2 Un calorímetro de presión constante, Figura 1, es un aparato que permite medir transferencia de calor, q, por medio de cambios en temperatura, T. Éste se asemeja a un sistema aislado de dos componentes donde uno de los componentes es una reacción química y el otro componente el calorímetro en sí. Luego, cuando una reacción se lleva a cabo en un calorímetro, el calor que se absorbe o se libera en la reacción es igual al calor que absorbe o libera el calorímetro, o sea, -qreacción = qcalorímetro (2) Para una reacción, la relación entre q y Hrxn está dada por Hrxn = q / n (3) donde n es el número de moles que reacciona o se produce de alguno de los compuestos en la reacción. Para el calorímetro, la relación entre q y T es q = C T (4) donde C es la capacidad calórica del calorímetro y T es cambio en temperatura el cual se calcula restando la temperatura final del calorímetro menos la inicial, esto es, Tf Ti. La capacidad calórica, C, es la capacidad que tiene el calorímetro para absorber o liberar calor. Esta capacidad es específica para cada calorímetro y, por lo tanto, hay que determinarla para cualquier calorímetro que se vaya a usar. La capacidad calórica incluye todo de lo que se compone calorímetro: el agua dentro del calorímetro, el termómetro, el vaso de poliestireno, la tapa y el aire sobre la superficie del agua. Para determinar C se lleva a cabo una reacción con un Hrxn conocido. Por ejemplo, para la reacción H + (ac) + OH - (ac) H2O(l) Hºrxn = -57,320 J / mol. El signo negativo significa que la reacción libera calor lo cual hace que suba la temperatura del calorímetro. El superíndice,, significa que la reacción se llevó a cabo a 25 C. Luego, determinando el número de moles que reaccionaron, se determina el calor que liberó la reacción despejando para q en la ecuación (3). Finalmente, con el cambio en temperatura durante la reacción, se calcula C con la ecuación (4). Una vez se conoce la capacidad calórica del calorímetro, C, se lleva a cabo una reacción con Hºrxn desconocido y, por medio de cambio en temperatura en esa reacción y el número de moles que reaccionó, se calcula q y Hºrxn para esa reacción. Figura 1. Calorímetro de presión constante

3 V. Procedimiento A. Capacidad de calor del calorímetro: El calorímetro consistirá de dos vasos de poliestireno como muestra la Figura 1. Debe usar el mismo calorímetro para todas las corridas. 1. Añada al calorímetro 50 ml de una solución 2M HCl. 2. Calcule el volumen de una solución 2M NaOH que se necesita para neutralizar la solución de HCl. Mida este volumen y añádale 0.5 ml adicionales. Esto hará que el HCl sea el reactivo limitante. 3. Mida la temperatura a ambas soluciones. Tenga cuidado al medir la temperatura que no contamine las soluciones con el termómetro al pasarla del ácido a la base y viceversa. 4. Añada 2 gotas de fenolftaleína a la solución de HCl. 5. Agregue el NaOH al calorímetro y mezcle las soluciones con el termómetro. Su solución debe tornarse color rosa si neutralizó el ácido por completo. 6. Tape el calorímetro y continúe mezclando las soluciones moviendo el calorímetro. 7. Lea y anote la temperatura cada 15 segundos mientras mueve el calorímetro hasta que ésta alcance el máximo y comience a disminuir. 8. Descarte la solución resultante donde le indique el instructor. 9. Limpie y seque el calorímetro para usarlo en la próxima parte. B. Cambio de entalpía para una reacción de magnesio con HCl. 1. Pese aproximadamente 0.5 g de magnesio y colóquelo en un calorímetro limpio y seco. Trate de no tocar el magnesio con los dedos para no contaminarlo con la grasa de la piel. 2. En un vaso de precipitado de 250 ml, añada 50 ml de 2M HCl dilúyalo con 50mL de agua destilada. 3. Ajuste la temperatura de la solución de HCl igual a la temperatura inicial de la calibración del calorímetro de la parte A y anote. 4. Añada la solución de HCl al calorímetro, tápelo y muévalo cuidadosamente. 5. Lea y anote la temperatura cada 15 segundos mientras mueve el calorímetro hasta que ésta llegue a un máximo y comience a disminuir. 6. Descarte la solución resultante donde le indique el instructor. 7. Limpie y seque el calorímetro y aparato para volver a usarlo.

4 VI. Datos para la libreta y el informe Parte A: Volumen de HCl, volumen calculado de NaOH, Volumen añadido de NaOH, Volumen total de solución en el calorímetro, temperaturas iniciales del NaOH y el HCl, temperatura de la solución cada 15 segundos. Parte B: Masa del Mg, volumen de HCl en el calorímetro, volumen de agua añadida, volumen total de la solución en el calorímetro, temperatura inicial del calorímetro, temperatura de la solución cada 15 segundos. VII. Parte A Cálculos y gráficas para el informe 1. Haga una gráfica de temperatura versus tiempo con las temperaturas que leyó cada 15 segundos para la reacción ácido/base. 2. Calcule el promedio de las temperaturas iniciales de las soluciones de HCl y NaOH. 3. Calcule el cambio en temperatura del calorímetro usando la temperatura máxima durante la reacción y el promedio de la parte anterior. 4. Calcule el número de moles de H2O que se formaron en la reacción usando estequiometría. 5. Calcule el calor liberado por la reacción despejando la ecuación (3) para q y sustituyendo el número de moles que se formó de H2O el Hºrxn de la reacción H + (ac) + OH - (ac) H2O(l). 6. Calcule la capacidad calórica del calorímetro despejando para C la ecuación (4) y sustituyendo la q que calculó en el paso anterior y el cambio en temperatura del calorímetro. Parte B 1. Haga una gráfica de temperatura versus tiempo con las temperaturas que leyó cada 15 segundos para la reacción ácido/base. 2. Calcule el número de moles de Mg que pesó usando el dato de la balanza. 3. Calcule el cambio en temperatura de la reacción del Mg usando la temperatura máxima durante la reacción y la inicial de la solución de HCl. 4. Calcule el calor absorbido por el calorímetro con ecuación (4), la capacidad calórica que calculó en la parte anterior y el cambio en temperatura de la reacción del Mg. 5. Calcule el calor liberado por la reacción con ecuación (2). 6. Calcule la entalpía de reacción por mol de Mg usando la ecuación (3).

5 Discusión para el informe 1. Escriba la ecuación balanceada del Mg. Describa sus observaciones durante la reacción en las que se basa para escribir la reacción. Determine el estado de cada compuesto en la reacción en base a las reglas de solubilidad. 2. Determine los estados de oxidación de cada elemento en la reacción e identifique qué tipo de reacción es. 3. Diga si las reacciones que llevó a cabo en el experimento son endotérmicas o exotérmicas y en qué datos experimentales basa su contestación.