Titulo: calor de descomposición del peróxido de hidrogeno H2O2

Planteamiento del problema:
* sCuál será el calor de descomposición del H2O2?
* sCómo se obtiene el calor de disolución experimentalmente?
Delimitación del problema:
* Como obtenemos el calor de disolución experimentalmente.

Marco teórico:

Muchas reacciones químicas se llevan a cabo en disolución de manera que los reactivos y productos actúan como solutos en medio acuoso o de otra naturaleza por ello para evaluar los intercambios caloríficos que acompañan las reacciones, es necesario conocer además los calores de disolución de las diferentes especies presentes.

A menudo hay que realizar también los intercambios de calor que surgen cuando se mezclan dos o más substancias para dar lugar a una disolución homogénea, en todos estos casos la magnitudes de calores se intercambian, a determinados valores de presión y temperatura, depende de la naturaleza del soluto y el disolvente, así como de sus proporciones relativas, si el disolvente es el agua, el proceso termo-químico de disolución se expresa:

X(s, l, g) +n1Ag= X (n1Ag) = aˆ†Hs
O bien:

X(s, l, g)+ n1H2O que produce X (n1H2O) aˆ†Hs.

El calor de disolución UHs, representa el cambio de entalpia que se produce al diluir un mol de soluto en n1 de disolvente a presión y temperaturas determinadas. Por tanto existirán todos los calores que se deseen entre el correspondiente a una disolución diluida y el límite establecido la solubilidadparticular del sistema soluto-disolvente considerado.
El calor de disolución depende de la concentración de la solución, se distingue el calor de solución integral que es el efecto térmico de un mol (molar) o de un gramo (especifico) de la sustancia en una cantidad dada del disolvente y el calor de disolución diferencial que es el efecto térmico que acompaña proceso de disolución de un mol de la sustancia en una cantidad infinita de la solución de la concentración prefijada.

Los calores de disolución integrales se determinan experimentalmente y los diferenciales se calculan a partir de la dependencia de los calores de disolución integrales de la concentración de la solución.

El calor de la disolución en si es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se diluye en cierta cantidad de disolvente. La cantidad aˆ†H de disolución representa la diferencia de entalpia de disolución final y la entalpia de los componentes originales soluto y disolvente antes de mezclarse.

aˆ†H disolución= H disolución= H componentes.

OBJETIVOS:

* Generales: Determinar de forma empírica la entalpia de disolución de una sustancia en medio acuoso.

* Específicos: Obtener la entalpia a través de la reacción. Investigar sobre el calor de disolución y temas relacionados y los estados de hidratación del carbonato de sodio Na2CO3.Obtener el porcentaje de error.

HIPOTESIS:
* Se espera determinar la variación de calor en el proceso de disolución del carbonato de sodio Na2CO3.VARIABLES:
* Dependientes: Temperatura.
* Independientes: Tiempo, Volumen y Masa.

MATERIALES:
* Termómetro
* Vaso de precipitado 50 ml
* Soporte universal
* Bureta 50 ml
* Pinzas para bureta
* Embudo de tallo corto
* Placa de agitación
* Placa de calentamiento
* Agitador magnético
* Pipeta volumétrica
* Matraz Erlenmeyer 50 ml
* Pinzas dobles de presión
* Balanza analítica
* Mufla
* Matraz aforado 250 ml
REACTIVOS:
* H2O destilada 100 ml
* H2SO4 acido sulfúrico 3.7 ml
* Na2CO3 carbonato de sodio 6.125 gr
* Anaranjado de metilo 3 gotas por alícuota.

PROCEDIMIENTO

CALOR DE DISOLUCION:
1. Armar el sistema.
2. Calentar el H2O destilada (75 ml) para la disolución por encima de los 35°C.
3. Agregar agua al calorímetro.
4. Agitar el agua para estabilizar térmicamente el sistema, leer y anotar en espacios periódicos de tiempo (1min) las temperaturas.
5. Pesar en la balanza analítica 8.5 grs de Na2CO3 secarlo para retirar el agua de hidratación en la mufla a 150°C por 30 min
6. Al momento de lograr la estabilidad térmica del sistema añadir rápidamente dentro del calorímetro el Na2CO3 y agitar a velocidad moderada.
7. Registrar la temperatura del calorímetro en lapsos de un minuto.
8. Registrar la temperatura del sistema hasta lograr el equilibrio térmico.

TITULACION
1. Fraccionar la solución del calorímetro en alícuotas de 20 ml.
2. Preparar lasolución del H2SO4 a 0.5 N
3. En un matraz aforado de 250 ml agregar 6.125 gr de y después verter agua hasta el afore.
4. Llenar la bureta de 50 ml hasta el afore.
5. Colocarla en el soporte universal con las pinzas dobles de presión.
6. Colocar 3 gotas de indicador (anaranjado de metilo) en c/u de las alícuotas.
7. Poner el matraz Erlenmeyer sobre la placa de agitación y comenzar a agitar.
8. Comenzar con la titulación hasta el cambio de vire, registrar el volumen gastado.

CALCULOS
∂ = 1.83 g/ml pureza del H2SO4: 96%
# eq=PMH #eq=98gr/mol2 # eq = 49grs/ mol

(N)(L) = # eq (0.5N)(0.250 ml) = 0.125 eq

(49 gr/eq)(O.125 eq) = 6.125 gr H2SO4

∂ = m/v v= m/∂ v= 6.125 gr / 1.83 gr/ml v= 3.34 ml

96%---------- 100%
3.34 ml x? x= 3.47 ml

ANALISIS DE RESULTADOS
Estos son los resultados que obtuvimos al calentar e incorporar el agua al sistema.
H20 T1 = 27°C incorporación del Na2CO3 en H2O
Tiempo(min) | Temperatura(°C) |
1 | 37 |
2 | 38 |
3 | 38 |
4 | 38 |
5 | 38 |
6 | 38 |
7 | 38 |
8 | 38 |
Tiempo(min) | Temperatura(°C) | Tiempo(min) | Temperatura(°C) |
1 | 38 | 16 | 38 |
2 | 38 | 17 | 38 |
3 | 40 | 18 | 38 |
4 | 40 | 19 | 37 |
5 | 40 | 20 | 37 |
6 | 40 | 21 | 37 |
7 | 40 | 22 | 37 |
8 | 40 | 23 | 37 |
9 | 39 | 24 | 37 |
10 | 39 | 25 | 37 |
11 | 39 | 26 | 37 |
12| 39 | 27 | 37 |
13 | 38 | 28 | 37 |
14 | 38 | 29 | 37 |
15 | 38 | 30 | 37 |

aˆ†T = Tf - Ti aˆ†T= 37°C – 38°C = 1°C

CALCULO DE LA CONCENTRACION DEL Na2CO3
alícuotas | Volumen gastado de H2SO4 (ml) | Alícuota de Na2CO3 con H2O | Anaranjado de metilo |
A1 | 15.1 ml | 20 ml | 3 gotas |
A2 | 14.9 ml | 20 ml | 3 gotas |
A3 | 15.0 ml | 20 ml | 3 gotas |
A4 | 15.1 ml | 20 ml | 3 gotas |
A5 | 14.9 ml | 20 ml | 3 gotas |
A6 | 15.1 ml | 20 ml | 3 gotas |

X = 15.1 ml + 14.9 ml + 15.0 ml + 150.1 ml + 14.9 ml + 15.1ml / 6 = 15.01 ml

C1V1 = C2V2 C2= 0.5 N Na2CO3.
Acido base V2= 0.02 lts (20 ml) alícuotas.
V1= volumen gastado de H2SO4.
C1= C2V2
V2

A1 C1= C2V2 C1= (0.05N) (0.02lts)/ (0.0151lts) = 0.6622N
V2


A2 C1= C2V2 C1= (0.05N) (0.02lts)/ (0.0149lts) = 0.6711N
V2

A3 C1= C2V2 C1= (0.05N) (0.02lts)/ (0.015 lts) = 0.6666N
V2

A4 C1= C2V2 C1= (0.05N) (0.02lts)/ (0.0151 lts) = 0.6622N
V2

A5 C1= C2V2 C1= (0.05N) (0.02lts)/ (0.0149 lts) = 0.6711NV2

A6 C1= C2V2 C1= (0.05N) (0.02lts)/ (0.0151lts) = 0.6622N
V2

X= 0.6622N + 0.6711N + 0.6666N + 0.6622N + 0.6711N + 0.6622N = 3.9954/ 6
X= 0.6659N

* Constante del calorímetro K= 279. 6391 cal
* aˆ†T= 1° C
* C= 0.6659N

CALOR DE DISOLUCION

∂= m/v m=∂ (v) m= 1g/ml (350 ml de H2O) m= 350 gr de H2O

mT= 350 gr de H2O + 5.4175 gr de Na2CO3 mT= 355.4175


aˆ†T = TF − Tambiente aˆ†T= 40°C – 25°C aˆ†T= 15°C

QDisolución= Kaˆ†T (calorímetro) + mTCPH20aˆ†T (TF − Tambiente)

QDisolución= 279.6391cal/°C (38°C−37°C)+ (355.4175 gr)(1 cal/°C)(15°C)

QDisolución= 279.6391cal/°C (1°C)+ (533.2625g/cal)

QDisolución= 279.6391cal/°C + 5331.2625 g/cal

QDisolución= 5610.9016 cal

1kcal----- ----- ------- 1000 cal
X? 5610.9016 cal X= 5.6109 Kcal

5.6109 kcal 106gr
5.41gr 1mol = 109.93 Kcal/ mol


ɳNa2CO3= 5.41gr
106 gr = 0.05 mol

109.93Kcal----- ----- --------1 mol
X 0.05 mol X= 5.4965 Kcal/mol


Valor teórico -6.90 Kcal/mol
Valor practico -5.4965 kcal/mol porcentaje de error = 1.41 Kcal/mol.


BIBLIOGRAFIA
Palmer, W. G. 'Química Física Experimental'. EUDEBA, Buenos Aires, 1966
Burmistrova, O.A., 'Prácticas de Química Física', Editorial MIR, Moscú