Preinforme Practica 1 Y 2 (1)

PREINFORME PRÁCTICA DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Práctica No. 1. Capacidad calorífica de un calorímetro y el calor latente de fusión del hielo. Jorge AGUDELO1 Universidad Nacional Abierta y a Distancia. Escuela de Ciencias Básicas, Tecnología e Ingeniería - ECBTI. CEAD: Palmira. Palmira- Colombia. Tutor de laboratorio: Edgar POLO, ([email protected]). CEAD donde se realiza la práctica

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Tatiana GONZÁLEZ1

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17

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MARCO TEÓRICO

Capacidad calorífica de un calorímetro y el calor latente de fusión del hielo

El calorímetro es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos

Capacidad calorífica de un calorímetro

Calor latente de fusión del hielo

Se denomina K, como el producto de la masa total M del calorímetro, por el calor especifico promedio, de sus componentes en el interior.

Es aquel que no se “siente”, ya que representa la energía térmica que es liberada o absorbida durante un cambio de fase, sin aumentar o disminuir la temperatura del sistema termodinámico.

PROCEDIMIENTO

CAPACIDAD CALORÍFICA DE UN CALORÍMETRO Y EL CALOR LATENTE DE FUSIÓN DEL HIELO

Parte I. Capacidad calorífica del calorímetro a) Preparar el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo

c) Calentar en otro recipiente una porción de agua hasta una temperatura cercana a 40 °C.

b) Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de agua1 a temperatura ambiente. Tapar y permitir que ocurra el equilibrio térmico. Registrar la temperatura inicial y el volumen exacto de agua.

e) Registrar el volumen exacto de agua adicionada

f) Agitar y leer la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos.

g) Continuar leyendo la temperatura en función del tiempo hasta que ésta alcance un valor constante o presente un descenso regular durante 5 minutos.

h) Destapar el calorímetro, retirar el agua y secar perfectamente todas las partes. d) Registrar el valor exacto de la temperatura y adicione 50 o 100 mL de esta agua al calorímetro, tapar rápidamente para evitar la pérdida de calor.

i) Proceder a repetir el proceso desde el paso b al h, para obtener una réplica de los datos.

k) Repetir el proceso b al h por duplicado con una temperatura de 35 °C o 10 °C.

j) Repetir el proceso b al h por duplicado con una temperatura de 15 °C. l) Registrar los datos en la tabla 1

m) Calcular la capacidad calorífica del calorímetro en cada mezcla despejando la ecuación 1.

CAPACIDAD CALORÍFICA DE UN CALORÍMETRO Y EL CALOR LATENTE DE FUSIÓN DEL HIELO

Parte II. Calor latente de fusión del hielo.

a) Preparar el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo.

c) Agregar una cantidad de hielo en trozos o en cubos procurando que estén lo más seco posible al calorímetro, tapar rápidamente para evitar la pérdida de calor.

b) Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de agua2 a temperatura de 30 °C . Tapar y permitir que ocurra el equilibrio térmico. Registrar la temperatura inicial y el volumen exacto de agua d) Agitar y leer la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos.

e) Continuar leyendo la temperatura en función del tiempo hasta que ésta alcance un valor constante o presente un descenso regular durante 5 minutos (la temperatura del equilibrio, deberá ser superior a 0ºC; de lo contrario se deberá repetir el experimento con menor cantidad de hielo).

g) Luego determinar la masa de hielo fundida con la resta de la masa total menos la masa del agua agregada en el ítem b.

i) Aplicar la siguiente ecuación para calcular el calor de fusión del hielo (QF). m1×Ce×(TE - T1) + CK×(TE - T1) + QF + m2×Ce×(TE - T2) = 0

Luego de calcular el calor de fusión, con la ecuación 2, se debe determinar el calor latente de fusión.

f) Medir el volumen del agua total del agua en el equilibrio en una probeta, y con el valor de la temperatura determinar la masa total.

h) Proceder a repetir el proceso desde el paso b al g, para obtener una réplica de los datos.

TABLAS DE REGISTRO DE DATOS Tabla 1

BIBLIOGRAFÍA (1) usuario. (2008). CALORIMETRIA. 13-Marzo-2019, de Universidad Católica Andrés

Bello

Sitio

web:

http://guayanaweb.ucab.edu.ve/tl_files/ingenieria_industrial/files/laboratorios/sem ana%20n%2012%20calorimetria.pdf (2) Shahin Sadighian. (2016). CAPACIDAD CALORÍFICA DE UN CALORÍMETROY CALOR ESPECIFICO DE UN SÓLIDO. 13-Marzo-2019, de Universidad Católica del Norte Sitio web: http://www.fisica.ucn.cl/wp-content/uploads/2018/03/CAPACIDADCALORIFICA.pdf

Práctica No. 2. Ley de Hess. Tatiana González Bravo Grupo 2 MARCO TEÓRICO

LEY DE HESS

En termodinámica es empleada para comprobar indirectamente el calor de reacción, y según el precursor de esta ley el químico suizo Germain Henri Hess en 1840 instituye que, si un proceso de reactivos reaccionan para dar un proceso de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se realiza en uno o más períodos.

Hess se ocupó totalmente a la química y uno de las obras más conocida fue la Ley de la suma constante de calor, que luego fue nombra como Ley de Hess en su honor; principalmente explicaba que la entalpía de una reacción se podía lograr sumando algebraicamente las entalpías de otras reacciones algunas vinculadas con la que importa.

PROCEDIMIENTO

LEY DE HESS

Parte I. Calor de disolución del KOH(s) o NaOH(s) en agua.

a) Preparar el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo. Para esta práctica debe usar el mismo calorímetro usado en la practica 1.

c) Agregar al calorímetro 4 g de KOH o NaOH, teniendo el termómetro en el interior del calorímetro.

b) Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de agua3 a temperatura ambiente. Tapar y permitir que ocurra el equilibrio térmico. Registrar la temperatura inicial y el volumen exacto de agua.

e) Aplicar la siguiente ecuación para calcular el calor de disolución (Qsol): msln×Ce×(TE - T1) + CK×(TE - T1) + Qsln =0

d) Agitar y leer la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos.

f) Luego de calcular el calor de disolución, con la qp = ΔHr, se debe determinar la entalpia de disolución.

LEY DE HESS

Parte III. Calor de reacción para la producción de la sal acuosa a partir de base y ácidos diluidos.

a) Preparar el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo. Para esta práctica debe usar el mismo calorímetro usado en la practica 1. Es de aclarar que se debe lavar el termómetro y el calorímetro entre cada experimento.

c) Agitar y leer la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos.

e) Agregar la solución de KOH o NaOH en el calorímetro.

g) Registrar la temperatura máxima alcanzada.

f) Agite y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos.

b) Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de HNO3 9% m/m o algún otro acido en el calorímetro. Tapar y permitir que ocurra el equilibrio térmico. Registrar la temperatura inicial. d) Colocar de 100 mL KOH o NaOH el 9% m/m en un vaso de precipitados. Registrar la temperatura inicial. Las soluciones del ácido y la base deben tener una temperatura similar.

h) Aplicar la ecuación 6 para determinar el calor de reacción y luego de calcular el calor de reacción, con la ecuación 3, se debe determinar la entalpia de reacción.

LEY DE HESS

Parte II. Calor de reacción para la producción de la sal acuosa.

a) Preparar el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo. Para esta práctica debe usar el mismo calorímetro usado en la practica 1. Es de aclarar que se debe lavar el termómetro y el calorímetro entre cada experimento.

e) Agitar y leer la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos.

c) Agitar y leer la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos. f) Registrar la temperatura máxima alcanzada.

b) Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de HNO3 9% m/m o algún otro acido en el calorímetro. Tapar y permitir que ocurra el equilibrio térmico. Registrar la temperatura inicial. d) Adicionar al calorímetro 8 g de KOH o NaOH, teniendo el termómetro en el interior del calorímetro.

BIBLIOGRAFÍA (1) Alfredo Aguado, Departamento de Química Física Aplicada, Universidad Autónoma de Madrid. (2010). ema 3: Termoqu ı́ mic. 13-Marzo-2019, de Universidad Autónoma

de

Madrid

Sitio

http://www.qfa.uam.es/qb/presentaciones/termodinamica_quimica.pdf

web: