MATERIAL DE LABORATORIO

               tubos de ensayo:

El tubo de ensayo o tubo de prueba es parte del material de vidrio de un laboratorio de química. Consiste en un pequeño tubo cilíndrico de vidrio con una punta abierta (que puede poseer una tapa) y la otra cerrada y redondeada, que se utiliza en los laboratorios para contener pequeñas muestras líquidas, aunque pueden tener otras fases, como realizar reacciones químicas en pequeña escala, etc.

                Gradilla :

Una gradilla es una herramienta que forma parte del material de laboratorio (principalmente en laboratorios de biología molecular, genética y química) y es utilizada para sostener y almacenar gran cantidad de tubos de ensayo, de todos los diámetros y formas.

La gradilla es utilizada más comúnmente en laboratorios clínicos y en laboratorios investigativos .Su principal función es facilitar el manejo de los tubos de ensayo. Normalmente es utilizado para sostener y almacenar este material. Éste se encuentra hecho de madera, plástico o metal; pero las más comunes son las de madera..

                Vidrio de reloj

El vidrio de reloj o cristal de reloj es una lámina de vidrio en forma circular cóncava-convexa. Se llama así por su parecido con el vidrio de los antiguos relojes de bolsillo. Se utiliza en química para evaporar líquidos, pesar productos sólidos o como cubierta de vasos de precipitados, y contener sustancias parcialmente corrosivas. Es de tamaño medio y muy delicado.

Su utilidad más frecuente es pesar muestras sólidas; aunque también es utilizado para pesar muestras húmedas después de hacer la filtración, es decir, después de haber filtrado el líquido y quedar solo la muestra sólida.

El vidrio reloj se utiliza también en ocasiones como tapa de un vaso de precipitados, fundamentalmente para evitar la entrada de polvo, ya que al no ser un cierre hermético se permite el intercambio de gases, utilizado en un laboratorio especial para química, física o biología.

ADVERTENCIAS SOBRE EL TRABAJO DE LABORATORIO

El orden y la limpieza deben ser normas fundamentales en el laboratorio químico. Si se usa un reactivo hay que devolverlo inmediatamente y se debe colocar en el sitio correspondiente. deben desenvolverse en el laboratorio ordenadamente, sin precipitaciones, pensando en su propio trabajo, para la seguridad individual y colectiva.

la limpieza del laboratorio y en particular la mesa de trabajo es necesario para trabajar con comodidad. Los residuos no deben verterse en las pilas de agua, pues se atascarían. A continuación  se indican unas advertencias, que siempre deben tenerse  presentes.

                1. Todos los experimentos que puedan dar lugar a vapores o gases tóxicos deben realizarse en la vitrina.

                2. Cuando se calienta en un tubo de ensayo una solución, puede proyectarse el liquido y causar lesiones a los compañeros vecinos.

                3. Nunca deben usarse pipetas para trasvasar líquidos corrosivos o tóxicos.

                4. Los alumnos deben moverse lo menos posible en el laboratorio y limitarse en el lugar de trabajo asignado.

                5. Los productos y material del laboratorio cuando se usen deben devolverse inmediatamente al sitio correspondiente.

                6. Hay que conocer los productos que se usan y manejan con cuidado.

                7. Proceder con cuidado en la limpieza del material de vidrio. Si se utiliza la escobilla, introducirla despacio y girar para eliminar la suciedad. No dar golpes, pues el vidrio se rompería.

                8. Al terminar la practica la mesa debe quedar muy limpia y sin aparatos.

CUARTA PRÁCTICA ENSAYOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. PILA GALVÁNICA.

Esta practica está orientada a la parte de electroquímica. Hay 3 experimtentos diferenciados.

Para entender bien la practica es necesario de saber diferenciar bien las especies que se oxidan y las que se reducen,así como saber predecir el sentido de la reacción redox, conocer las leyes de Faraday y todos los conceptos elementales de la electroquímica.

Los objetivos de la primera parte es observar en que consiste una reacción de oxidación-reduccion y comprobar la tendencia a la oxidación de varios metales en función de su potencial estardar de reducción.La segunda parte consiste en la construcción de una pila galvanica.La ultima parte de la practica consiste en la preparación de una pila electrolítica,donde se estudiará la electrolisis el yoduro de potasio,mediante procesos de volumetría y el calculo de la intensidad de corriente que circula por las celdas electrolíticas.

PRIMERA PARTE

Las reacciones de oxidación-reducción, o “reacciones redox” son aquellas en las que las sustancias participantes intercambian electrones. La pérdida de electrones por parte de un reactivo (oxidación) viene acompañada de la ganancia de electrones por parte del otro reactivo (reducción). La especie que pierde electrones se dice que se oxida y la especie que gana electrones se reduce .

Las semirreacciones de oxidación y reducion ocurren a la vez en la misma reacción, lo que supone que no existe cambio en el numero de electrones en la reaacion ya que los electrones perdidos en la oxidación son los ganados en la semirreaccion de reducción.

En las reacciones de  oxidación-reducción existen un agente oxidante, es aquél que efectúa la oxidación de otra especie mientras él se reduce, y un agente reductor, efectúa la reducción de otra especie mientras él se oxida.

1 parte.- Ensayos de oxidación-reducción.

Materiales: Tubos de ensayo y gradilla.

Productos: Zn, Cu y Pb metalicos.

disoluciones 0,1 M de Zn(NO3)2, Cu(NO3)2 y Pb(NO3)2.

Procedimiento experimental:

1.    Se pone  en seis tubos de ensayo limpios:

a.    Zn(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2

b.    Zn(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2

c.    Cu(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2

d.    Cu(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2

e.    Pb(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2

f.     Pb(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2

2.    Se deja reaccionar las las disoluciones con los metales.

SEGUNDA PARTE

La segunda parte de la practica es la construcción de la pila galvanica.Se puede definir una pila galvanica como una pila electroquímica en la que una reacción química origina una corriente eléctrica. Está formada por dos electrodos comunicados(solidos) eléctrica e iónicamente.

La necesidad del componente solido se debe a que son los que hacen que los electrones puedan circular del electrodo negativo al positivo.El puente salino a su vez es el que permite la difusión de iones de una semicelda a la otra para mantener la neutralidad eléctrica.

Algunas definiciónes y conceptos importantes importantes:

- Potencial estándar del electrodo: es el que mide la tendencia que tiene un electrodo a generar un proceso de reducción.

-Fuerza electromotriz: es la diferencia de potencial entre los electrodos de una pila que se mide con el voltímetro y corresponde al potencial de reducción del electrodo positivo o cátodo, que es aquél en el que tiene lugar la reducción, menos el potencial de reducción del electrodo negativo o ánodo, que es aquél  en el que tiene lugar la oxidación.

-Cuando se enfrentan dos electrodos, se reducirá el que tenga mayor tendencia a reducirse, esto es, el que tenga mayor potencial estándar de reducción; en el otro electrodo ocurrirá la oxidación.

-Si E_cel es positivo, la reacción tiene lugar de forma espontánea en sentido directo para las condiciones indicadas.

-Si E_cel es negativo, la reacción tiene lugar de forma espontánea en sentido inverso para las condiciones indicadas.

-Si E_cel = 0, la reacción está en equilibrio en las condiciones indicadas.

-Obtencion de la fem e :

-Constante de equilibrio

Segunda parte. Pila galvánica.

Material: tubos de ensayo, un tubo en U, algodón, una placa de aluminio, una placa de cobre.

Disolución 0,01 M de sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO4·5H2O)

Disolución 0,01 M de cloruro de aluminio hexahidratado  (AlCl3·6H2O)

Procedimiento experimental:

1.    Se pone en un tubo de ensayo 18 mL de una disolución 0,01M de cloruro de  aluminio y sumerge en él la placa de aluminio.

2.    En otro tubo de ensayo se  añaden 18 mL de la disolución 0,01M de sulfato de cobre (II), donde sumergirá una placa de cobre.

3.    Se llena un tubo en “U” con una disolución saturada de un electrolito fuerte (NaCl) y se taponan los extremos con dos trozos de algodón.

4.    Se coloca el tubo de forma invertida conectando los dos tubos de ensayo.

5.    Se unen las placas de aluminio y cobre a  un medidor de corriente.

6.    Se mide la diferencia de potencial entre las placas con un voltimetro.

TERCERA PARTE

Esta última parte consistía en la creación de una pila electrolítica de yoruro de potasio.Para entenderla un poco es necesario saber que las reacciones redox que no ocurren de forma espontanea se pueden inducir aplicando un diferencial de potencia por por medio de una fuente externa y dos conductores introducidos en una solución. El paso de la corriente provoca una electrolisis, en la cual las semirreacciones de oxidación-reducción ocurren en la superficie de los electrodos.

Así,podemos definir electrolisis como la transforamcion de unas sustancias en otras gracias al paso de corriente eléctrica.Una de las características de la electrolisis es que  la masa de las sustancias depositadas es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través de la celda electrolitica

Volumetrías ácido-base.-

            Cuando un ácido y una base reaccionan, se neutralizan sus propiedades para dar una sal y agua. Si ponemos una disolución de una base en un vaso, y un ácido en una bureta, al ir añadiendo, gota a gota, el ácido sobre la base, ésta se irá neutralizando hasta llegar a un punto (punto estequiométrico) en el que ha reaccionado toda la base con el ácido añadido, según la estequiometría de la reacción.

Volumetrías redox.-

            De la misma forma, en una valoración redox, ocurre la reacción de oxidación-reducción entre el reductor de concentración conocida, que se agrega gota a gota desde la bureta y el oxidante del que se pone en un vaso un volumen exactamente medido. Las volumetrías redox tienen su fundamento en la utilización cuantitativa de la transferencia de electrones que tiene lugar en las reacciones de oxidación-reducción.

Tercera Parte.Electrolisis de una disolución de yoduro de potasio.

1.    Montaje de la pila electrolítica.

a.    se unen las dos celdar colocando una membrana de papel de filtro entre las dos .

b.    Se llenan las dos celdas con 15 mL cada una de una disolución 0,5 M de KI

c.     Se sumerge en cada celda un electrodo de grafito y se conecta cada electrodo a una fuente de alimentación continua.

d.    Se deja que la corriente pase durante 5  minutos a través de los electrodos e inmediantamente después de se traslada la disolución a dos tubos de ensayo (uno para cada celula) con ayuda de un cuentagotas

e.    Se vuelve a repetir el paso anterior pero esta vez se deja pasar la corriente durante 10 minutos.

2.    Volumetrías:

a.    Medidos la cantidad de producto obtenido de cada una de las celdillas en cada uno de los tiempos.

b.    Se miden 6 ml de la disolución básica obtenida en la pila y se le añaden unas gotas de fenoftaleina

c.    Se llena una pipeta de HCl y se va añadiendo gota a gota a la disolución básica hasta que esta cambia de color y se vuelve de color rosa.

d.    Se calcula la molaridad del (OH-) para cada valoración, y el valor promedio de los dos se considera como la concentración de base obtenida en la electrolisis. Los moles de hidroxilos  producidos en la electrolisis corresponden al producto de esa concentración por el volumen de disolución de la celda electrolítica (0,015 L)

e.    Se miden 6 ml de la disolución acida obtenida en la pila.

f.     Se llena otra pipeta de tiosulfato de sodio y se deja caer gota a gota en la disolución acida hasta que esta cambia de color.

g.    Se repite las volumetrías para los productos obtenidos tras 10 minutos.

h.    Se calcula molaridad de  (I2) para cada valoración, y el  valor promedio de los dos se considera como la concentración de yodo obtenida en la electrolisis . Los moles de yodo  producidos en la electrolisis corresponden al producto de esa concentración por el volumen de disolución de la celda electrolítica (0,015 L)

3.    Calculo de la intensidad

a.    Conocidos los moles de productos obtenidos en las electrolisis realizadas, se procederá a calcular la intensidad de corriente que ha pasado por las celdas:

SEGUNDA PRÁCTICA EQUILIBRIO QUÍMICO

Objetivos de la practica:

Predecir hacia que lado avanzara la reacción cuando se altera el equilibrio debido a un cambio en la concentración de de algún reactivo.

·         Fundamento teórico:

Las reacciones suelen ser reversibles, al menos en parte. el equilibrio químico es aquel estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos.

Reacción reversible:

                    

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Hay diversos factores experimentales que pueden alterar este balance y desplazar la posición del equilibrio. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son: concentración de reactivos o productos, presión, volumen y temperatura.

El principio de Le Châtelier establece que si un sistema en equilibrio se perturba por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplaza su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

En esta práctica vamos a aplicar el principio de Le Chatelier observando cómo afectan los cambios de concentración a la posición del equilibrio de una reacción química.

·         Método de trabajo:

Material: 1 vaso de precipitados de 250 mL, una gradilla, 5 tubos de ensayo, una pipeta y una varilla de vidrio, NaOH (2M), HCl (0,1 M), KSCN (0,1 M), FeCl3 (0,1 M).

1.    En un vaso de precipitados de 250 mL se adicionan aproximadamente 1 mL de una disolución de FeCl3 0,1 M, 1 mL de KSCN 0,1 M y 50 mL de agua. El ión SCN- y el ión Fe+3 reaccionan inmediatamente dando lugar al ión hexakis(tiocianato) ferrato (III), de color rojo.

La intensidad del color rojo indica la cantidad de dicho ión en la mezcla en equilibrio.

2.    La disolución se divide en cuatro partes iguales que se colocan en cuatro tubos de ensayo

a.    primer de estos tubos de ensayo se deja como muestra de referencia.

b.     segundo tubo se le añade una disolución de cloruro de hierro (III).

c.     Tercer tubo  se le añade una disolución de KSCN

d.    Cuarto tubo se le añade una disolución de NaOH 2 M.

Predecir el carácter acido o básico de la disolución de una sal teniendo en cuenta los equilibrios de hidrólisis.

·         Fundamento teórico:

Equilibrio de hidrólisis: es una reacción química entre una molécula de agua y otra molécula, en la cual la molécula de agua se divide y sus átomos pasan a formar parte de otra especie química. Esta reacción es importante por el gran número de contextos en los que el agua actúa como disolvente.

Propiedades acido-base de las sales:

§  Las sales que provienen de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son neutras. Ejemplos: NaCl, KCl, KNO3 y BaCl2 entre otras.

§  La disolución de una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil es ácida, y esto se debe al carácter ácido del catión. Ejemplos: NH4Cl y NH4NO3 entre otras.

§  La disolución de una sal derivada de un ácido débil y una base fuerte es básica, y esto se debe al carácter básico del anión. Ejemplos: CH3COONa y KNO2 entre otras.

§  Si las sales provienen de un ácido débil y de una base débil se hidrolizan tanto el anión como el catión, y el pH de la disolución dependerá de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil.

·         Método de trabajo:

Materiales: Tubos de ensayo, gradilla y pipetillas (cuentagotas). K2CO3, NH4Cl, Al2(SO4)3 y Na2SO4.

Disolver en tubos de ensayo con agua los algunos cristales de:  K2CO3, NH4Cl, Al2(SO4)3 y Na2SO4

Calcular el pH de una disolución tampón al añadir una base o un acido fuerte.

·         Fundamento teorico:

Disolución reguladora: es la mezcla en concentraciones (relativamente elevadas) de un ácido débil y su base conjugada (sales hidrolíticamente activas). Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes.

·         Metodo de trabajo:

Material: 8 Tubos de ensayo, gradilla, papel indicador, varilla de vidrio maciza, fenolftaleína, anaranjado de metilo, NaAc (1 M), HAc (1M), NaOH (0,1 M) y HCl (0,1 M).

1.    Se prepara una disolución tampón de HAc/NaAc mezclando 10 ml de una disolución de NaAc(1M) con otros 10 ml de una disolución HAc (1M).

2.    Despues, se añaden en 4 tubos de ensayo 4 ml de agua y en otros 4 tubos de ensayo 4ml de la disolución realizada en el primer punto. A dos tubos con disolución tampón y dos tubos con agua se les añade fenoftaleina y los otros cuatro anaranjado de metilo y se calcula su pH mediante papel indicador.

3.     Se añade 1 ml de NaOH (1M)  o 1 ml de HCl(0,1M) siguiendo la siguiente tabla:

PRIMERA PRÁCTICA TERMOQUÍMICA

DEFINICIÓN de Termoquímica.

Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.

Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas.

Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.

Sistemas

Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio.

El resto se denomina entorno.

Pueden ser:

·      Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno).

·      Cerrados (no intercambia materia y sí energía).

·      Aislados (no intercambia ni materia ni energía).

En las reacciones químicas:

SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas (reactivos y productos)

Variables de estado

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química)

Ejemplos:

·      Presión.

·      Temperatura.

·      Volumen.

·      Concentración

Funciones de estado

Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.

Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.

Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.

NO lo son: calor, trabajo.

Primer principio de la Termodinámica

ENERGÍA INTERNA (U): Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de vibración, etc, de todas las moléculas.

·      Es imposible medirla.

·      En cambio, sí se puede medir su variación.

Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa.

Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.

U es función de estado.

Ley de Hess.

"DH” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.

Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular DH de la reacción global combinando los DH de cada una de las reacciones.

Entalpía estándar de la reacción

Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M).

Se expresa como DH⁰ y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la  reacción.

Entalpía estándar de FORMACIÓN (calor de formación).

Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar).

Se expresa como DH_f⁰. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre DH⁰ y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

Teoría aplicada a la  práctica.

1.- Reacciones químicas acompañadas de absorción o desprendimiento de calor.

2.- Entalpías de neutralización de varias reacciones y compararlas.

3.- Ley de Hess

           

Material y reactivos.

Materiales

Calorímetro, termómetro, placa calefactora, probeta, vaso de precipitados.

Reactivos

Hidróxido de sodio 2M. Ácido clorhídrico 2M.

Ácido acético 2M. Amoniaco 2M Cloruro de amonio

Método experimental.

            Para medir el intercambio de calor que acompaña a una reacción química se emplea un recipiente cerrado y térmicamente aislado de los alrededores denominado calorímetro. Si la medida del calor se realiza a presión constante, el valor obtenido es la entalpía de reacción.

            El calor liberado en los procesos que tengan lugar en este calorímetro en parte se invertirá en aumentar la temperatura de la mezcla de reacción y en parte será transferido al calorímetro. Con el fin de tener esto en cuenta y efectuar las correcciones pertinentes en las medidas, se debe estimar la cantidad de calor que el calorímetro absorbe en cada caso. Para ello calcularemos su "equivalente calorífico en agua".

1.- Cálculo del equivalente calorífico en agua del calorímetro.

            Colocar en el calorímetro 80 mL de agua a temperatura ambiente T_l. Calentar en un vaso de precipitados otros 80 mL de agua hasta una temperatura T₂, veinte grados superior a la anterior, y añadirlos al calorímetro. Anotar el tiempo y agitar suavemente el calorímetro con movimientos circulares. Anotar la temperatura a intervalos de un minuto durante cinco minutos.

            Representar gráficamente las temperaturas obtenidas frente al tiempo y extrapolar a tiempo cero para obtener la temperatura T_m.

            Suponiendo que la densidad del agua es de un gramo por mililitro y su calor específico c_e=1 cal/g·K, se calcula el calor cedido por el agua caliente: q_cedido= m_caliente c_e (T₂-T_m)

de igual forma, se calcula el calor ganado por el agua fría: q_ganado= m_frío c_e (T_m-T₁)

La diferencia entre estas dos cantidades corresponde al calor ganado por el calorímetro:

q_calorímetro = q_{cedido (agua)} - q_{ganado (agua)}

Por último, el cociente entre ese valor y la variación de temperatura es el equivalente calorífico en agua del calorímetro: eq_c = q_calorímetro /(T_m-T₁)

V(agua fría) =          mL; T(agua fría) = T1 =	V(agua caliente) =       mL; T(agua caliente) = T2 =
T(1 minuto) =	T(2 minuto) =
T(3 minuto) =	T(4 minuto) =
T(5 minuto) =	T*m=
qcedido= mcaliente ce (T2-T*m)=
qganado= mfrío ce (T*m-T1)=
qcalorímetro = qcedido (agua) - qganado (agua)
eqc = qcalorímetro /(T*m-T1) =

* Temperatura determinada gráficamente

Dato: c_e = 1 cal/g·K

2.- Determinación de entalpías de neutralización.

            En este apartado de la práctica se estudiará la entalpía de varias reacciones de neutralización (exotérmicas) haciendo uso de un calorímetro.

a) Reacción de neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte

Colocar en el calorímetro 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 2M a temperatura ambiente. Preparar un vaso a la misma temperatura con 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico 2M.

Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar T_m.

            Añadir a esta cantidad el calor absorbido por el calorímetro, que se obtendrá a partir de su equivalente en agua medido. Calcular a partir de estos datos la entalpía de neutralización (en KJ/mol) por mol de sal producido.

b) Reacción de neutralización de un ácido débil por una base fuerte.

            Repetir el proceso del apartado anterior empleando 40 mL de una disolución de hidróxido de sodio 2M y 40 mL de una disolución de ácido acético 2M. Calcular la entalpía de neutralización.

 

Cálculos y gráficas

1.- Calcular la entalpia de neutralización para cada reacción de neutralización estudiada y comparar los resultados obtenidos.

2.- Adjuntar las gráficas correspondientes a las cuatro experiencias realizadas (en papel milimetrado),  indicando el valor de Tm en cada una de ellas.

Neutralización de NaOH con HCl
VNaOH =           mL; TNaOH =	VHCl =          mL; THCl =
T(1 minuto) =	T(2 minuto) =
T(3 minuto) =	T(4 minuto) =
T(5 minuto) =	T*m=                         Ti** =
qabs.mezcla= m ce (T*m-Ti**)=
qabs.calorímetro= eqc (T*m-Ti**)=
DHneutralización= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro)=
Nº de moles de NaCl formados
DHneutralización  expresado en KJ/mol =

*Temperatura determinada gráficamente

**T_i = (T_NaOH + T_HCl)/2

Neutralización de NaOH con AcOH
VNaOH =           mL; TNaOH =	VAcOH=          mL; TAcOH =
T(1 minuto) =	T(2 minuto) =
T(3 minuto) =	T(4 minuto) =
T(5 minuto) =	T*m=
qabs.mezcla= m ce (T*m-Ti**)=
qabs.calorímetro= eqc (T*m-Ti**)=
DHneutralización= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro)=
Nº de moles de NaAc formados
DHneutralización  expresado en KJ/mol =

*Temperatura determinada gráficamente

**T_i = (T_NaOH + T_AcOH)/2

3.- Determinación de entalpías de reacción y aplicación de la ley de Hess

En esta experiencia se determina primero la entalpía de neutralización de HCl_(ac) con NH_3(ac), y la de disolución de NH₄Cl en agua. Esos valores se usarán para calcular la entalpía de descomposición de NH₄Cl(s), aplicando la Ley de Hess.

a) Determinación de la entalpía de la reacción de ácido clorhídrico con amoniaco

1º Medir 50 mL de HCl_(ac) 2 M, anotar la temperatura de la disolución y, cuando permanezca estable, ponerlos en el calorímetro.

2º Medir 50 mL de NH_3(ac) 2 M usando una probeta limpia y seca y anotar la temperatura de la disolución cuando permanezca estable.

3º Añadir el NH_3(ac) al calorímetro y anotar la temperatura con intervalos de 1 minuto, durante cinco minutos, mientras se agita el calorímetro.

4º Representar gráficamente la relación temperatura/tiempo obtenida.

5º Calcular, por extrapolación, la temperatura T_m.

6º Calcular el valor de ΔH para:                   NH_3(ac) + HCl_(ac) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

VNH3 =           mL; T NH3 =	VHCl =          mL; THCl =
T(1 minuto) =	T(2 minuto) =
T(3 minuto) =	T(4 minuto) =
T(5 minuto) =	T*m=                         Ti = (T NH3 + THCl)/2 =
qabs.mezcla= m(NH3 + HCl) ce (T*m-Ti)=                                                                        ce » cagua  » 4,18 J/g· K
qabs.calorímetro= eqc (T*m-Ti)=
DHreacción= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro)=
Nº de moles de NH4Cl formados
DHreacción  expresado en KJ/mol =

*Determinada gráficamente

b) Determinación de la entalpía de disolución del cloruro de amonio

1º Pesar entre 10 y 11 gramos de NH₄Cl sólido.

2º Medir 50 mL de agua destilada, anotar su temperatura cuando permanezca estable y ponerlos en el calorímetro.

3º Añadir el NH₄Cl sólido al calorímetro y anotar la temperatura con intervalos de 1 minuto mientras se agita el calorímetro.

4º Representar gráficamente la relación temperatura/tiempo obtenida.

5º Calcular, por extrapolación, la temperatura T_m.

6º Calcular el valor de ΔH para:                    NH₄Cl_(s) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

b) Determinación de la entalpía de disolución para       NH₄Cl(s) " NH₄⁺(ac) + Cl^-(ac)

PESONH4Cl =                     g	Vagua =          mL; Tagua =
T(1 minuto) =	T(2 minuto) =
T(3 minuto) =	T(4 minuto) =
T(5 minuto) =	T*m=                         Ti = Tagua =
qabs.mezcla= m(NH3Cl + agua) ce (T*m-Ti)=                                                                           ce » cagua  » 4,18 J/g·K
qabs.calorímetro= eqc (T*m-Ti)=
DHdisolución= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro)=
Nº de moles de NH4Cl
DHdisolución  expresado en KJ/mol =

*Determinada gráficamente

c) Aplicar la ley de Hess para calcular ΔH para la reacción de descomposición del cloruro de amonio:

NH₄Cl(s)   →   NH_3(g) + HCl_(g)

Datos necesarios:

El valor experimental de ΔH determinado para                   NH_3(ac) + HCl_(ac) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

El valor experimental de ΔH determinado para                   NH₄Cl_(s) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

ΔH = -34640 J/mol para                                                       NH_3(g) → NH_3(ac)

ΔH = -75140 J/mol para                                                       HCl_(g) → HCl_(ac)

NH_3(ac) + HCl_(ac) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)             ΔH₁ =

NH₄Cl_(s) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)                                      ΔH₂ =             

NH_3(g) → NH_3(ac)                                                       ΔH₃ = -34640 J/mol

HCl_(g) → HCl_(ac)                                                         ΔH₄ = -75140 J/mol

ΔH_reacción =