Informe-fiqui-calorimetria-03.docx

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SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO

UNIVERSIDAD NACIONAL “SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO” FACULTAD CIENCIAS DEL AMBIENTE ESCUELA PROFECIONAL DE INGENIERIA SANITARIA

FÍSICO - QUÍMICA INFORME DE LABORATORIO N°03 “TERMOQUIMICA” Ciclo

:

III

Docente

:

ING. VICUÑA PEREZ, Flormila

Alumnos

:

2019-0

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INTRODUCCIÓN La calorimetría como parte de la termoquímica se refiere a los cambios térmicos asociados con las reacciones químicas, es decir, se encarga básicamente de la conversión de la energía química en energía térmica. Por lo cual la calorimetría se considera parte de la termodinámica por sus problemas que se fundamentan en la primera ley de la termodinámica. A través de la calorimetría es posible determinar experimentalmente en el calor (flujo de energía) que absorbe o deprende una reacción química usando un dispositivo llamado calorímetro, que tiene como función principal trasformar la energía química en energía térmica. Los calorímetros se utilizan para determinar los cambios que ocurren en la energía interna o en la entalpia, cuando el sistema cambia de un estado inicial a un estado final. Los calorímetros pueden utilizarse cualitativamente para detectar procesos exotérmicos o endotérmicos, y cuantitativamente para medir magnitudes de energía liberada o absorbida.

En la presente experiencia vamos a medir la cantidad de calor que se absorbe o se desprende en reacciones que tienen lugar en disolución acuosa. Para ello vamos a utilizar un calorímetro que es un vaso aislado térmicamente provisto de una tapadera a través de la cual se inserta un termómetro. La tapadera cierra herméticamente a fin de que el contenido del vaso esté a presión constante. La cantidad de calor asociada a las reacciones químicas y a los cambios físicos se establece midiendo los cambios de temperatura de la disolución.

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I.

OBJETIVOS

DETERMINAR: -

El calor especifico de un metal.

-

El calor de solución del cloruro de calcio.

-

El calor de neutralización del ácido clorhídrico e hidróxido de sodio.

II.

FUNDAMENTO TEORICO

Se define la capacidad calorífica molar (C) como la cantidad de calor (q), en calorías, necesaria para aumentar un grado centígrado la temperatura de un mol de sustancia. Si la masa considerada es un gramo, la capacidad calorífica se denomina calor específico. Las unidades respectivas usuales son: cal.mol-1.K-1 , la ecuación general que define la capacidad calorífica es: C=dq/dT La capacidad calorífica y el calor específico de las sustancias pueden determinarse si el proceso se efectúa a volumen o a presión constante, designándose Cv y Cp respectivamente, sus valores varían en función de la temperatura. Para las medidas experimentales de la capacidad calorífica es necesario recordar que el calor ganado debe ser exactamente igual al calor perdido, por esta razón se debe conocer la capacidad calorífica del recipiente donde se efectúa la medida, puesto que también consume calor.

Se denomina calor de reacción a la cantidad de calor desprendido 8 en las reacciones exotérmicas) y absorbido (en las reacciones endotérmicas), durante las reacciones químicas en general los cambios caloríficos dependen de la naturaleza química de las sustancias que participan en la reacción sea como reactivos o como productos. Los otros factores que los afectan son la concentración, la temperatura y la presión.

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Los aparatos que se utilizan para determinar el calor de reacción se denominan calorimétricos. El calor de una reacción se mide con su cambio de entalpia (∆H), ya que se efectúa de preferencia a presión constante y su valor es igual a la diferencia de la suma de las entalpias de formación de los productos (Σ∆Hp) menos la suma de las entalpias de los reactivos (Σ∆Hr). ∆H = (Σ∆Hp) - (Σ∆Hr). Por convención, la entalpia molar de formación de los elementos es igual a cero en condiciones estándar de reacción (1 atm) y temperatura (25 *C). El cambio de entalpia de n moles de una sustancia puede medirse a volumen constante (∆U) o (∆E) y a presión constante (∆H). (∆U) = qv = nCv∆T (∆H) = qp = nCp∆T En general d acuerdo con la ley de Hess, los cambios de entalpia no dependen del camino seguido por la reacción, si no del estado final y el estado inicial. La variación del calor o cambio de entalpia (∆H) de una reacción química recibe denominaciones diferentes, según la naturaleza de reacción: Calor de neutralización, calor de ionización, calor de combustión, calor de formación, calor de hidratación, calor de precipitación, etc. La reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte se reduce a la reacción siguiente: H3O+(ac) +OH- (ac)

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2H2O(l)

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III.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIALES Y REACTIVOS:  Calorímetro adiabático a presión constante.  Termómetro.  Probeta de 100mL.  Vasos de precipitados de 250mL.  Espátula.  Balanza.  Tubos de ensayo.  Mechero Bunsen.  NaOH 1M.  HCl 1M.  Hielo.  Fe pulverizada o granallas de Zn.  Agua destilada.  CaCl2 sólido.  Espatula  Balanza  Tubos de ensayo  Mechero bunse

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EXPERIMENTO 1 “Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro” 1. Primero vertimos al calorímetro 100mL de agua a la temperatura de 18 °C. 2. Luego medimos 100mL de agua a una temperatura de 8 °C, e inmediatamente vertimos al calorímetro, cerrándolo inmediatamente. 3. Agitamos el calorímetro homogéneamente para luego dar lectura al termómetro el cual nos indica una temperatura, equilibrio de 14 °C.

EXPERIMENTO 2 “Determinación del calor específico de un metal” 1. Medimos 200mL los cuales los verteremos al calorímetro a una temperatura de 18 °C 2. Pesamos 15g de zinc, el cual se agregara al tubo de ensayo. 3. Colocar el tubo de ensayo en un vaso de precipitado que contenga agua hirviendo y dejar que se mantenga hirviendo en un plazo de 15 min, registramos la temperatura la cual fue 90 °C.

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4. Agregamos el metal al calorímetro y agitamos homogéneamente para inmediatamente tomar la lectura del termómetro el cual fue 20°C.

EXPERIMENTO 3 “Determinación del calor de neutralización del HCl y NaOH” 1. Después de acabar el experimento anterior se tuvo que limpiar el calorímetro y dejarlo seco, para introducir 100Ml de NaOH a 0.1M. 2. Medimos 100mL. De HCl a 0.1M. en una probeta.

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3. Enfriamos el HCl hasta alcanzar una temperatura igual al del NaOH la cual fue de 18°C. 4. Vertimos el HCl en el calorímetro y tapamos rápidamente, para luego agitarlo y tomar la lectura del termómetro la cual fue de 21°C.

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EXPERIMENTO 4 “Determinación del calor de solución del cloruro de calcio” 1. Se realizó el mismo procedimiento que el anterior; de limpiar y secar el calorímetro, para introducir 200mL de agua a la temperatura de 18°C. 2. Pesamos 6gr de CaCl2 sólido, luego lo agregamos al calorímetro rápidamente y lo cerramos. 3. Agitamos el calorímetro por un intervalo de 1 minuto y registramos la temperatura de la mezcla la cual nos dio un valor de 19°C.

IV.

RESULTADOS

EXPERIMENTO 1 DATOS: Densidad: 1g/mL Ce = 1Cal/g °C  Agua al ambiente: FISICOQUIMICA

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Vagua= 100mL = 100g Tamb= 18°C = Ti  Agua helada: Vagua= 100mL = 100g Thelad= 8°C = Ti  Mezclar: Tmezcla = 14°C = Ti

qsol=0 qsol = qagua amb + qagua helada + qcal=0 ….. (1)  qagua amb = mCe(Tf-Ti) qagua amb = 100g1Cal/g°C(14-18)°C qagua amb =- 400 Cal  qagua helada = mCe(Tf-Ti) qagua helada = 100g.1Cal/g°C(14-8)°C qagua helada=600Cal  qcal = Ccal(Tf-Ti) qcal = Ccal(14-18)°C qcal= -4CCal Reemplazando en (1) qagua amb + qagua helada + qcal=0 -400Cal + (600Cal) + (-4CCal)=0

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CCal= 50Cal/°C

EXPERIMENTO 2 DATOS: Vagua= 200mL Tagua= 18°C = Ti Metal Zn m=15g Tzn= Ti= 90°C Tf=Teq=Tm=20°C

qsis=0 qmetal + qagua + qcal + qcal = 0 ….(1)  qmetal=m.Ce(Tf-Ti) qmetal=15g.Ce(20-90) qmetal = -1050.Ce  qagua=m.Ce(Tf-Ti) qagua = 200g 1cal/g°C(20-18)°C qagua = 400cal  qcal=Ccal(Tf-Ti) qcal=50Cal/°C(20-18)°C qcal=100cal

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Reemplazando valores en (1)… qmetal + qagua + qcal + qcal = 0 ….(1) -1050xCe + 400cal + 1000cal = 0 Ce=0.476 Cal/g °C

EXPERIMENTO 3 Densidad agua: 1g/mL Ce = cal/g °C DATOS: NaOH

HCl

V = 100mL

V=100mL

0.1M

0.1M

Ti= 18°C

Ti= 18°C

Teq=Tm=Tf= 21°C Metal Zn m=15g Tzn= Ti= 90°C Tf=Teq=Tm=20°C

qcal = 0 qsolucion + qrx + qcal = 0

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 qrx= -(qsol+qcal) …. (1) qsolucion = msolucion.Ce(Tf-Ti) qsolucion =200g.1cal/g°C (21-18)°C qsolucion = 600 cal  qcal= CCal(Tf-Ti) qcal= 50Cal/°C(21-18)°C qcal= 150Cal REEMPLAZANDO EN (1)..

qsolucion + qrx + qcal = 0 qrx = -750Cal Hn 

qrxn 750cal  nH 2O nH 2O ….. (2)

Sabemos: NaOH + HCl  NaCl + H2O Pero de acuerdo a la reacción de neutralización se tiene: OH- + H+  H2O Calculo del número de moles de NaOH: [NaOH] = n/v n= [NaOH].V

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n= 0.1 mol/L . 0.1L n = 0.01 mol NaOH Entonces: 1mol NaOH ----------- 1 mol H2O 0.01mol NaOH --------------- x X= 0.01 mol H2O Reemplazando en (2)..

Hn 

qrxn 750cal  nH 2O 0.01mol

Hn  75k

cal mol

Calculamos el error: %𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 =

Valorteorico − Valor experimental Valor teorico

EXPERIMENTO 4 DATOS: M= 3g CaCl2 Vagua= 200mL T agua = Ti = 18°C Teq= Tm = Tf = 19°C CCal = 50Cal

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Solución = Agua

qsist = 0 qsolucion + qsol + qcal = 0  qsolucion = -( qsolvatacion + qcal )  qcal = CCal(Tf-Ti) qcal= 50Cal/°C(19-18)°C qcal= 50Cal  qsolvatacion = m.Ce(Tf-Ti) qsolvatacion = 206g 1Cal/g °C (19-18)°C qsolvatacion = 206 Cal Reemplazando..  qsolucion = -( qsolvatacion + qcal ) qsolucion= -256 Cal Sabemos: Hsol 

qsol nCaCl2

Por datos: n = 3g/111g/mol n= 0.027 mol 𝛥𝐻𝑠𝑜𝑙 =

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−256𝑐𝑎𝑙 𝑐𝑎𝑙 = 9481.48 0.027 𝑚𝑜𝑙 15

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V.

DISCUCIÓN DE RESULTADOS El error pude haber sido resultado de la mala lectura en el termómetro, no dejar pasar el tiempo suficiente para que la temperatura fuese constante, o que el termómetro haya tocado el vaso del calorímetro en la lectura.

Entre las variables que afectan la capacidad calorífica se encuentran la temperatura, la composición y estado de la sustancias, así como de sus impurezas.

En esta práctica de laboratorio pudimos comprobar la ley de Hess, mediante los datos obtenidos a partir de la medición de calor de disolución del NaOH sólido, del calor de neutralización de la reacción entre soluciones de HCl y el NaOH y el calor de neutralización entre una solución de HCl y NaOH sólido. Cada una de estas mediciones de calor representaba una Q, de las cuales obtuvimos el resultado teórico y experimental, y así, calculamos el porcentaje de error que fue bastante alto, ya que debería ser menor de 10%.

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VI.

CONCLUSIONES  Se comprobó el principio de la conservación de la energía, el cual establece que la energía total inicial de un sistema es igual a la energía final total del mismo sistema.  El calor es energía que es transferida de un sistema a otro, debido a que se encuentran a diferentes niveles de temperatura. Por esta razón, al poner los dos cuerpos en contacto, el que se encuentra a mayor temperatura transfiere calor al otro hasta que se logra el equilibrio térmico.  El calor específico a una misma temperatura no es igual para todos los materiales; como resultado del calor especifico del zinc se obtuvo: Ce = 0.476 cal/gx°C.  Afianzamos los conceptos de calor, temperatura y calor específico.  El calor de solución es la variación de entalpia relacionada con la adición de una cantidad determinada de soluto a una cantidad determinada de solvente a temperatura y presiones. Y el calor de solución del cloruro de calcio fue: ΔH sol –4740,74 cal/mol.  La capacidad calorífica de una sustancia da la idea de la facilidad que tiene para aumentar su temperatura cuando se coloca en contacto con otro sistema a mayor temperatura, es decir cuando se calienta, o disminuye su temperatura cuando se enfría.

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 Las variables que afectan la capacidad calorífica se encuentran la temperatura, la composición y estado de las sustancias, así como de impurezas.

VII.

REFERENCIA BIBLIOGRAFICA 

Raymond Chang. Química. 7ma ed. Colombia: Editorial Mc Graw Hill, 2005: 320



Atkins.P.W. Fisicoquimica. 2da ed. España: Editorial Sitesa, 1981: 243

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VIII.

ANEXOS

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CUESTIONARIO a. Enumere los objetivos específicos del experimento. 

Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro.



Determinar el calor específico del Zn.



Determinar el calor de neutralización del HCl y NaOH.



Determinar el calor de solución del CaCl2.

b. Defina reacción exotérmica y endotérmica. 

REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía.1

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Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía (ΔH) positivo. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de los reactivos. Las reacciones endotérmicas y especialmente las relacionadas con el amoníaco impulsaron una próspera industria de generación de hielo a principios del siglo XIX. Actualmente el frío industrial se genera con electricidad en máquinas frigoríficas. 

REACCIÓN EXOTERMICA

Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como luz o calor,1 o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: -ΔH. El prefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas liberan energía. Considerando que A, B, C y D representen sustancias genéricas, el esquema general de una reacción exotérmica se puede escribir de la siguiente manera: A + B → C + D + calor Ocurre principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando estas son intensas pueden generar fuego. Si dos átomos de hidrógeno reaccionan entre sí e integran una molécula, el proceso es exotérmico.

c. ¿Qué es un proceso adiabático? de un ejemplo. 

PROCESO ADIABATICO

En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquel en el cual el sistema termodinámico (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isentrópico. El extremo opuesto, en el que tiene lugar la máxima transferencia de calor, causando que la temperatura permanezca constante, se denomina proceso isotérmico. Fabricación de nieve artificial por la máquina: La máquina tiene una mezcla de aire comprimido y vapor de agua a 20 atm aproximadamente. Debido a la gran diferencia de presiones entre el tanque y la presión atmosférica, cuando la mezcla se rocía hacia la atmósfera se expande con tanta rapidez que no ocurre intercambio alguno de calor entre el sistema y sus alrededores.

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d. Si se tienen dos calorímetros similares y solo se determina la capacidad calorífica de uno de ellos. ¿Se podría decir que la capacidad calorífica del otro es la misma? ¿Por qué? No, porque son varios factores que afectan los cálculos:  El material el cual los componen son muy rudimentarios  La poca capacidad de retención de calor debido a agujeros presentes en el equipo.  El lapso de tiempo en que se mezclan las sustancias, tapar el calorímetro y agitarlo puede resultar un factor perjudicial en los cálculos.

e. Si las entalpías de formación estándar para los iones Zn+2 y Cu+2 a partir de los metales zinc y cobre son respectivamente: -36.34 y 15.39 Kcal/mol. Calcular el cambio de entalpía para la reacción. Zn+Cu+2  Zn +2 + Cu ΔH = Σ ΔHprod – ΔHreac ΔH = ΔHzn⁺² + ΔHcu – (ΔHzn + ΔHcu⁺²) ΔH = -36.34Kcal/mol + 0 Kcal/mol – (0 Kcal/mol + 15.39Kcal/mol) ΔH = -51.73Kcal/mol

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