tabla termoquimica

1. Objetivos
 Estudiar procesos químicos en los que se producen cambios térmicos
 Determinación de calores de reacción y neutralización.
Introducción
1.- Determinación de la constante del calorímetro
Un calorímetro es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor liberadas
o recibidas por las sustancias. Esto puede ser utilizado para determinar el calor
específico de una sustancia, así como para cuantificar el calor que liberan o absorben en
determinadas circunstancias. Antes de utilizar un calorímetro es necesario conocer el
valor de su constante (Ck). Se denomina constante del calorímetro a la cantidad de calor
absorbida o liberada por las distintas partes del mismo (paredes internas, termómetro,
tapa) cuando se aumenta o se disminuye, respectivamente, su temperatura en 1ºC.
M1.Cp. (Tf - T1) + Ck. (Tf – T1) + m2.Cp. (Tf – T2) = 0
Donde Cp es el calor específico del agua igual a 4,184 J g-1 0k-1

2. Durante todas las experiencias las medidas deben realizarse con
un volumen de líquido constante ya que, si este varia, cambiara la
constante del calorímetro.
Para realizar la determinación se coloca dentro del calorímetro
una masa conocida de agua (m1) y se determina su temperatura
inicial (T1). Se agrega otra masa conocida de agua (m2) a una
temperatura conocida (T2). Se determina la temperatura final del
sistema (Tf) y se calcula la constante del calorímetro a partir de la
siguiente relación (que se obtiene considerando que el
calorímetro es un recipiente adiabático):
La masa de agua caliente agregada, se calcula midiendo por diferencia de volumen con
probeta graduada y con el dato de la variación de la temperatura, se calcula la masa de
agua añadida, con respecto al agua agregada a temperatura ambiente se calcula la
masa con el dato de la densidad a dicha temperatura (T2.)
Conocida la masa de agua caliente y de agua a temperatura ambiente se calcula la
constante del calorímetro.
Material - Determinación de la constante Ck del calorímetro
 Calorímetro con termómetro y agitador
 Probeta
 Termómetro

3. Procedimiento - Determinación de la constante Ck del calorímetro.
 Se introduce el termómetro y el agitador en el calorímetro y se mide su
temperatura.
 Se calienta agua hasta una temperatura cercana a los 90ºC,
 Con una probeta mide un volumen de agua 225 a 250 mL de agua caliente. No es
preciso ninguna cantidad en concreto, solo que sepas exactamente el volumen
medido. Mide su temperatura en la probeta.
 Introduce el agua en el calorímetro.
 Cerrar, con el termómetro y agítalo suavemente.
 La temperatura del calorímetro comienza a ascender ya que el agua está
cediendo energía al calorímetro.
 Se mide con el termómetro la máxima temperatura alcanzada.
 Determinación del equivalente en agua del calorímetro.
Esquema del ciclo termoquímico
(K) Cal + H20(l) ------ à Cal + H20(l) (K)
Expresión matemática que permite calcular la constante del
calorímetro
m1.Cp.(Tf – T1) + Ck.(Tf – T1) + m2.Cp.(Tf – T2) = 0

4. Observaciones - Determinación de la constante Ck del calorímetro.
Se calcula el calor que ha cedido el agua.
Q cedido por el agua = Masa agua · Ce · ∆Tagua
Para ello consulta en la tabla que tiene el profesor la densidad y el calor específico
del agua a la To.
El calor cedido por el agua es el que ha ganado el calorímetro.
Conocido este calor ganado se calcula la M eq en agua del calorímetro.
Q ganado por el calorímetro = Masa equivalente de agua · Ceagua · ∆Tcal
El proceso debería repetirse varias veces, despreciando los resultados muy desviados
y calculando con los otros el valor medio. No es posible hacerlo por cuestiones de
tiempo.
El resultado obtenido para la masa equivalente en agua del calorímetro se lo
continuará utilizando en los cálculos sucesivos.
Q = Q H2O caliente + Q H2O fría + Q calorímetro = 0
Q = m1 . Cp . T + m2 . Cp . T + Ck . T = 0

5. Determinación del equivalente en agua del calorímetro.
No es preciso que se sepa exactamente el volumen medido de agua caliente.
Si, se debe medir con exactitud el volumen de agua fría, porque por diferencia entre el
volumen total, menos el volumen de agua fría, sacamos el volumen de agua caliente.
Se mide su temperatura en la probeta.
Cuando en el calorímetro comienza a ascender la temperatura es señal de que el agua
está cediendo energía al calorímetro y se mide con el termómetro la máxima
temperatura alcanzada.

6. Determinación del calor de neutralización
La experiencia consistió en medir el aumento de la temperatura debido a la reacción de
neutralización (llevada a cabo en un calorímetro) de una solución diluida de HCl 2N, con
el volumen estequiometrico equivalente de una solución NaOH 2N.
El calor liberado durante la neutralización aumento la temperatura del sistema. Se repitió
la experiencia con diferentes ácidos para verificar que el proceso depende solo de la
unión entre el H+ y el OH- en el caso de ácidos y bases fuertes, siendo menor el valor
obtenido en la neutralización del ácido acético.
Materiales
 Un calorímetro
 Vaso de precipitado de 50 nl
 Termómetro
 Probeta de 100 ml
 Agitador
Reactivos
 Solución HCl 2N
 Solución NaOH 2N
 Solución CH3COOH 2N
 Solución alcohólica de fenolftaleína
 Mg metálico (cinta)
 Alambre de cobre

7. Procedimiento
Se midió 50 ml de ácido en probeta, se vertió en un calorímetro y se determinó su
temperatura que permaneció invariable hasta el agregado del álcali.
Se enjuago y se escurrió cuidadosamente la probeta, y se midió el volumen de base
necesario para neutralizar el ácido. Con el mismo termómetro bien lavado y seco se
verifico que la temperatura de la solución alcalina permanezca invariable y que es igual a
la del ácido en el calorímetro (Se admitió una diferencia de 0,1ºC).
Se volvió el termómetro al calorímetro, se tapó, se agregó la base y se agito
repetidamente y se registró la marca en el termómetro.
Al finalizar la neutralización, se verifico el punto final de la solución resultante agregando
5 gotas de solución alcohólica de fenolftaleína:
Si la solución permanece incolora, indica un defecto de base, en cambio el color rojo
indica exceso de base. Se consideró que la experiencia fue adecuada cuando se agrego
unas pocas gotas de base o de ácido para cambiar la coloración de la fenolftaleína en la
solución resultante.

8. Determinación del calor de neutralización
A presión constante entre una disolución de NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
Q = m . Ce . ∆t
0 = Q absorbido + Q cedido
-Q cedido = Q absorbido
Mg + 2 HCl MgCl2 + H2
Q = (m DS HCl) Ce · ΔTHCl + (m DS KOH)· Ce · ΔTNaOH + Meq · Ce ·ΔTCAL

9. Material -Determinación del calor de neutralización
A presión constante entre una disolución de NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
 Un calorímetro
 Vaso de precipitado de 50 nl
 Termómetro
 Probeta de 100 ml
 Agitador
Reactivos-Determinación del calor de neutralización.
A presión constante entre una disolución de NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
HCl(aq) 2N
NaOH(aq) 2N
Reacción-Determinación del calor de neutralización.
A presión constante entre una disolución de NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
HCl + NaOH NaCl + H2O

10. Procedimiento-Determinación del calor de neutralización. A presión
constante entre una disolución de NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
 Se introducen en el calorímetro 50 mL de disolución 0,2N de HCl medidos con
una probeta.
 Se cierra el calorímetro, se introduce el termómetro.
 Se mide la temperatura (t1).
 Se mide con otra probeta mide 50 mL disolución de NaOH 2N;
 Se mide y se anota su temperatura ambiente. (t1).
 Se pasa a un vaso de precipitados, El termómetro no debe tocar el vidrio.
 Se Introduce la disolución de NaOH 2N en el calorímetro para que tenga lugar la
reacción, y se cierra el calorímetro.
 Se verifica que las temperaturas de ambas soluciones coincidan en (t1).
 Se agrega la solución ácida por el embudo y se mide la temperatura máxima
alcanzada, (t2), agitando continuamente.
 Se calcula el calor de neutralización, en joule por mol de agua, de la siguiente
forma:
 Se calcula de la siguiente forma:
Na . Va = Nb . Vb
Donde:
Va = volumen de solución acida.
Vb = volumen de solución alcalina.
Na = concentración normal de la solución acida.
Nb = concentración normal de la solución alcalina.

11. H = [(ma + mb) . Cp + meq . Ck ] . ∆.(t2 - t1) . 1000 / Va . Na
Donde:
ma Masa de la solución ácida, densidad = 1,04 g/m3
mb Masa de la solución alcalina, densidad =1,08 g/cm3
Cp Calor especifico de la solución de cloruro de sodio formada = 3,90 J/g°.C
∆t Variación de la temperatura.
Tabla del calor de neutralización a presión constante entre una disolución de
NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
TIEMPO (minutos) TEMPERATURA (ºC)
0 34,4
030 35,7
1 36,0
130 35,7
2 35,2
230 34,9
3 34,8
Tabla 1
Vf = V HCl + VNaOH + Fenolftaleína

12. Cálculo de ∆H neutralización del calor de neutralización a presión
constante entre una disolución de NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
Los cálculos fueron realizados con el NaOH 2N, que se encontraba en defecto con
respecto al HCl porque al adicionar las gotas de fenolftaleína no presentaba coloración.
Observaciones Calor de neutralización a presión constante entre una
disolución de NaOH 2N y una disolución de HCl 2N.
Calcule Q del proceso y ∆H neutralización en kJ/mol: Comprueba antes si alguno de los
reactivos actúa como reactivo limitante. En caso de haberlo la proporción para calcular
ΔH se realiza en base al REACTIVO LIMITANTE.
Calcula el calor que ha cedido el agua:
Q cedido por el agua = Masa H2O · Ce · ∆T H2O.
Para ello consulta en la tabla que tiene el profesor la densidad y el calor específico del
agua a la To.
El calor cedido por el agua es el que ha ganado el calorímetro.
Conocido este calor ganado calcularemos M eq en agua del calorímetro.
Q ganado por el calorímetro = Masa eq H2O · Ce· ∆T cal

13. DETERMINACION DE NEUTRALIZACION
ACIDO ACETICO 2N e HIDROXIDO DE SODIO 2N
TIEMPO
(minutos)
TEMPERATURA
(ºC)
0 34,5
030
35,6
1 35,5
130
35,4
2 35,3
230
35,2
3 35,1
330
35,0
Tabla 2
Q = m . Ce . ∆t
0 = Q absorbido + Q cedido
-Q cedido = Q absorbido
∆H = Q / mol = Joule / mol

14. Determinación del calor de reacción
Determinación del Calor de reacción Cinta de Mg y HCl 2N
Se mide ∆T producido en un calorímetro adiabático durante la reacción de Mg metálico
con HCl diluido en exceso. La masa de Mg debe conocerse, o sea el número de moles
para los cuales se produjo el desprendimiento de calor, que es absorbido por la solución;
por ser esta diluida se considera su densidad y calor especifico iguales a los del agua.
Cp H2O = 4.184 J/g.°C
Para disminuir en lo posible el error de radiación, la reacción debe tener lugar lo más
rápido posible lo cual se logra, facilitando el desprendimiento de hidrogeno. Para esto se
envuelve el Mg en un alambre de Cu, lo que evita la acumulación de burbujas en la
superficie de la cinta, que crearía una atmosfera inerte y retardaría la disolución del
metal. El desprendimiento del gas al ambiente permite que la reacción se realice a
presión constante y sea completa.
Material Determinación del Calor de reacción Cinta de Mg y HCl 2N
 Un calorímetro
 Vaso de precipitado de 50 nl
 Termómetro
 Probeta de 100 ml
 Agitador

15. Procedimiento Determinación del Calor de reacción Cinta de Mg y HCl 2N
 Se mide con una probeta 40ml de HCl 2N. Se diluye a 80 ml.
 Se vierte en el calorímetro.
 Se deja estabilizar la temperatura con agitación lenta y constante.
 Se pesa 0,0974 gs de cinta de magnesio, cuya superficie limpia previamente de
modo que esté libre de toda impureza.
 Cuando la temperatura en el calorímetro llega a un valor constante, se destapa y
se agrega rápidamente la cinta de magnesio y luego se tapa inmediatamente.
Determinación del calor de reacción
Determinación del Calor de reacción Cinta de Mg y HCl 2N

16. Determinar el calor de la reacción - Cinta de Mg y HCl 2N
TIEMPO
(minutos)
TEMPERATURA
(ºC)
0 25,3
030 26,7
1 27,8
130 27,7
2 27,6
230 27,5
3 27,4
330 27,3
Tabla 3
Observaciones
de la determinación del Calor de reacción Cinta de Mg y HCl 2N
Calcula Q del proceso y ∆H neutralización en kJ/mol: Comprueba antes si alguno de los
reactivos actúa como reactivo limitante. En caso de haberlo la proporción para calcular
ΔH se realiza en base al REACTIVO LIMITANTE.
1000ml 2 mol de HCl
80ml x = 0.16 mol de HCl
24g Mg 2 moL HCl
0.0974g Mg x = 4.058.10-3
moL HCl (EN EXCESO)

17. Q = (m Mg) Ce · ΔT + (m HCl)· Ce · ΔTHCl + Meq · Ce ·ΔTCAL
∆H = Q / mol
Procedimiento- Determinación del Calor de reacción Cinta de Mg y HCl 2N
 Se mide con probeta 40ml y se diluye a 80ml.
 Se coloca en el vaso del calorímetro 50ml de solución de ácido clorhídrico 2 molar
y 50ml de agua destilada.
 Se mide la temperatura.
 Se limpia unos centímetros de cinta de magnesio con papel de lija, enjuagarla con
agua destilada y secarla.
 Se pesa la cinta de magnesio y se envuelve con alambre de cobre.
 Cuando la temperatura de la solución ácida se estabiliza, se anota su valor (t1) y
se agrega rápidamente la cinta de magnesio. Se anota el valor de la temperatura
máxima alcanzada (t2).
 Se calcula el calor de la reacción:
Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

18. EXPERIMENTALES
DETERMINACION DE LA CONSTANTE DEL CALORIMETRO
Tabla 4
TIEMPO
(minutos)
TEMPERATURA
(ºC)
0 82,7
030
79,2
1 77,5
130
76,1
2 75,2
230 74,3
3 73,5
330
72,7
4 72,1
430
71,5
5 70,9
530
70,3
6 69,7
630
69,1
7 68,6
730
68,1
8 67,7
830
67,3
9 67,0
930
66,6
10 66,1
1030
65,8
11 65,0

19. DATOS
Volumen de agua caliente= 50ml temperatura inicial= 90ºC
Volumen de agua de agua fría = 50ml temperatura inicial= 22,1ºC
Temperatura en equilibrio: 45ºC
Vf =Volumen de agua + volumen de agua caliente = 95ml
 (H2O a 45ºC)= 0,9925 g/ml
 (H2O a 22ºC)=0,99786 g/ml
Cálculos realizados
Masa de agua caliente = 95 ml – 50 ml = 45 ml m=masa
Masa de agua (H2O a 45ºC)= = (H2O a 45ºC). VH2O Cp= calor especifico
M (H2O a 45ºC)=0,99025g/ml.45ml = 44,561g Cp=4,184 J/gºC
M (H2O a 22ºC)= 0,99786 g/ml.50ml = 49,893
T = 21,7ºC extrapolado del grafico
QH2Ocaliente + QH2Ofria + Qcalorímetro = 0
m1.cp.T + m2.cp.T +Ck.T=0
44,561g.4,184J/gºC.(90-45)ºC + 49,893g.4,184J/gºC.(45-22,1)ºC + Ck.21,7ºC =0
CK=166,34 J/ºC

20. DETERMINACION DE ACIDO ACETICO E HIDROXIDO DE SODIO
ACIDO ACETICO 2N e HIDROXIDO DE SODIO 2N
TIEMPO
(minutos)
TEMPERATURA
(ºC)
0 34,5
030 35,6
1 35,5
130 35,4
2 35,3
230 35,2
3 35,1
330 35,0
Tabla 5
DATOS
Volumen de acido acético 2N = 50 ml T1 = 23,2ºC
Volumen de hidróxido de sodio 2N = 50 ml T2 = 23,1ºC
Temperatura final = 35,6°C
Gotas de fenolftaleína agregada: 2 gotas 1 gota = 0,05 ml
1g 0,05 ml
2g x= 0,1 ml

21. Vf = V Acido acético + VNaOH + Fenolftaleína
Vf = 50 ml + 50 ml + 0,1 ml = 100,1 ml
T=35,6ºC - 23,2ºC =12,4ºC
Q = (m . Ce + Ck) . ∆t
0 = Q absorbido + Q cedido
- Q cedido = Q absorbido
Q = (100,1 g . 4.184J / g °C +166,34j/ºC). 12.4°C = -7255,96 J
∆H = -7255,96J / 0,1 mol = - 72559,6 J / mol -72,56Kj/mol

22. DETERMINACION DE ACIDO CLORHIDRICO E HIDROXIDO DE SODIO
ACIDO CLORHIDRICO 2N e HIDROXIDO DE SODIO 2N
TIEMPO
(minutos)
TEMPERATURA
(ºC)
0 34,4
030 35,7
1 36,0
130 35,7
2 35,2
230 34,9
3 34,8
Tabla 6
DATOS
Volumen de acido clorhídrico 2N = 50 ml T1 = 21,2ºC
Volumen de hidróxido de sodio 2N = 50 ml T1 = 21,3ºC
Gotas de fenolftaleína agregada: 89 gotas 1 gota = 0,05 ml
1g 0,05 ml
89g x= 4,45 ml
Vf = V HCl + VNaOH + Fenolftaleína
Vf = 50 ml + 50 ml + 4,45 ml = 104,45 ml
Temperatura final = 36°C

23. HCl + NaOH NaCl + H2O
Los cálculos fueron realizados con el NaOH 2N, que se encontraba en defecto con
respecto al HCl porque al adicionar las gotas de fenolftaleína no presentaba coloración.
Concentración 2N = 2M
Densidad = 1g/ml
1000ml 2 moles de NaOH
50ml X = 0,1 moles de NaOH
T = 36,0ºC – 21,3ºC =14,7ºC
Q = (m . Ce + Ck). ∆t
0 = Q absorbido + Q cedido
-Q cedido = Q absorbido
Q = (104.45g . 4.184J / g °C + 166,64j/ºC). 14.7°C = - 8873.78
∆H = - 8873.78J / 0,1 mol = -88737,8J / mol -88,74Kj/mol

24. MAGNESIO ACIDO CLORHIDRICO 2N
TIEMPO
(minutos)
TEMPERATURA
(ºC)
0 25,3
030 26,7
1 27,8
130 27,7
2 27,6
230 27,5
3 27,4
330 27,3
Tabla 7
DATOS
Masa de magnesio = 0,0974g
Volumen del acido clorhídrico 2N = 40ml Volumen diluido HCl = 80 ml 1N
THCl = 21,5ºC temperatura ambiente
T = 27,8ºC – 21,5ªC = 6,3ºC
Mg + 2 HCl MgCl2 + H2
1000ml 1 mol de HCl
80ml x = 0.08 mol de HCl

25. 24g Mg 2 moL HCl
0.0974G Mg x = 8,11x10-3 moL HCl (en exceso)
Q = (m . Ce + Ck). ∆t
24g Mg 1 moL Mg
0.0974G Mg x = 4,06x10-3 moL Mg
Q = (0.0974 g . 4.184 J / ºC . g + 166,34j/ºC). 6,3°c
Q = 1050.5 J
∆H = Q / MOL
∆H = 1050.5 J / 4.058.10-3 MOL
∆H = -258873.7J / MOL -258,7Kj/mol
Conclusión
En la primera parte del trabajo práctico, se pudo observar el cambio de temperatura, que
se produjo al colocar agua a temperatura ambiente, dentro de un calorímetro adiabático,
que contenía agua a una mayor temperatura. Por lo que se pudo calcular la constante
del calorímetro. En la segunda parte del experimento se utilizo el dato de la constante
del calorímetro, para calcular la cantidad de calor liberado, en un proceso exotérmico,
tanto en la determinación del calor de neutralización como en la determinación del calor
de reacción. Los posibles errores de los datos experimentales, se pueden deber a que
las soluciones estaban muy diluidas o quizás, no fueron tomados a tiempo cada uno de
los datos. Otra causa probable sería la contaminación de la muestra.