Determinación del calor de una reaccion para dos reactivos

1. Calor de Reacción Práctica Nº 1
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Objetivos_______________________________________________________________________________________________
Determinar la cantidad de calor intercambiado en las reacciones de disolución
de distintos sólidos solubles.
Introducción___________________________________________________________________________________________
Podemos definir calor de reacción como “la variación de la energía interna de una
reacción, ya sea por medio de la liberación o mediante la absorción”.
Según el recipiente en el que se lleven a cabo las reacciones podemos decir que, si el
recipiente es abierto (nuestro caso), es decir que la reacción está en contacto con la
atmósfera, el volumen del sistema, al final de la reacción, se acaba igualando a la
presión atmosférica. Además podemos admitir que la presión atmosférica se mantiene
constante durante un intervalo de tiempo más que suficiente para la realización de la
reacción, lo cual nos lleva a afirmar que la reacción se realiza a presión constante. Así
pues, la variación de la energía interna en una reacción a presión constante la
podemos definir mediante la siguiente expresión;
ΔE = qp – PΔV
Si la reacción se realiza a volumen constante tendremos que;
ΔE = qv – PΔV
Como la variación del volumen es cero, la expresión queda simplificada de la siguiente
manera:
ΔE = qv
Una vez determinadas las variaciones de energía que se producen en las reacciones a
presión y volumen constante, definiremos un término nuevo que utilizaremos en la
realización de la práctica, la entalpía. La entalpía es el intercambio de calor que se
produce en un proceso a presión constante y que se representa mediante la letra “H”.

2. Calor de Reacción Práctica Nº 1
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La entalpía es la suma de la energía de la reacción y del producto de la presión por el
volumen; H = E + PV
Una vez explicado el concepto de entalpía definiremos el incremento de entalpía el
cuál representaremos mediante ΔH:
qp = H2 – H1 = ΔH
ΔH = ΔE + PΔV
Teniendo en cuenta el calor de reacción, es decir, la entalpía de reacción, podemos
clasificar las reacciones en dos tipos, endotérmicas y exotérmicas.
― Endotérmicas. En este tipo de reacciones se absorbe calor, de ahí que la energía
calorífica sea negativa y que el incremento de entalpía sea positivo.
― Exotérmicas. Durante estas reacciones se desprende calor, lo que, nos permite
verificar que la energía calorífica de la reacción sea positiva y el incremento de
entalpía sea menor que cero.
Materiales y Reactivos_________________________________________________________________________________
Espátula Vidrio de reloj
Termómetro Probeta de 100 mL
Matraces erlenmeyer Botella lavadora
Hidróxido de sodio Nitrato de potasio

3. Calor de Reacción Práctica Nº 1
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Procedimiento__________________________________________________________________________________________
Calores de disolución
Calor de Disolución
del NaOH
Pesa un erlenmeyer limpio y
seco.
Mide 50 mL de Agua y viértelos
en el erlenmeyer.
Mide la temperatura del agua
cada 30 segundos hasta obtener
3 medidas iguales.
Pesa 2 g de NaOH, viértelos en
el agua y agita hasta la
disolucion total.
Toma la temperatura cada 30
segundos hasta obtener tres
medidas iguales.
Calor de disolución
del KNO3
Pesa un erlenmeyer limpio y
seco.
Mide 50 mL de Agua y viértelos
en el erlenmeyer.
Mide la temperatura del agua
cada 30 segundos hasta obtener
3 medidas iguales.
Pesa 2 g de KNO3, viértelos en
el agua y agita hasta la
disolucion total
Toma la temperatura cada 30
segundos hasta obtener tres
medidas iguales.

4. Calor de Reacción Práctica Nº 1
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Cálculos________________________________________________________________________________________________
Calor de reacción para el proceso de disolución del Hidróxido de Sodio.
. . . .
Donde:
mvidrio = peso del erlenmeyer.
C.E(vidrio) = 0.8372 J/g°C.
T2; T1: temperatura final e inicial respectivamente.
mdisolución NaOH 1 M = masa de la disolución de NaOH = m NaOH + m agua
C.E (disolución NaOH 1 M) = 3.934 J/g°C
― Por último debemos escribir la reacción de disolución del hidróxido sódico y
hallar la cantidad de calor intercambiado expresándolo en J/mol
Calor de reacción para el proceso de disolución del nitrato potásico.
. . . .
Datos:
T2, T1, mvidrio y CE significan lo mismo que en la primera reacción pero con
valores correspondientes a la segunda reacción.
m disolución KNO3 1M = masa de la disolución de KNO3 = m KNO3 + m agua
C.E(disolución KNO3 1M) = 0.879 J/g°C
― Escribir la reacción de disolución del nitrato potásico y determinar la cantidad
de calor intercambiado expresando el resultado en J/mol.
Cuestionario___________________________________________________________________________________________
1. ¿De qué tipo se el proceso de disolución NaOH? ¿Y el de KNO3?
2. Si sabemos que una reacción es endotérmica en un sentido, ¿qué podemos decir
en el sentido contrario?
3. El proceso de disolución del NH4NO3 en agua es endotérmico, ¿cuál es el signo
de q? Si se añade algo de NH4NO3 en un matraz de agua, el matraz se notaría
¿caliente o frío?