REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA UNIVERSIDAD DEL ZULIA FACULTAD EXPERIMENTRAL DE CIENCIAS DEPARTAMENTO DE QUIMICA UNIDAD ACADEMICA DE FISICOQUIMICA
CALOR INTEGRAL DE SOLUCION
Presentado por: Br. Nicole Machado Tubiñez C.I.: 21491786
Maracaibo, enero de 2015
RESUMEN
Para la siguiente experiencia se determino el calor integral de solución del etanol, utilizando como método un calorímetro en donde se evidencian las reacciones obteniendo así resultados negativos (reacción exotérmica), así como también el calor integral de solución a dilución infinita que arrojó un resultado de -11,559 kJ/mol INTRODUCCION
El calor de solución es la variación de entalpía relacionada con la adición de una cantidad determinada de soluto a una cantidad determinada de solvente a temperatura y presión constantes. El argumento puede aplicarse a cualquier solvente con pequeñas modificaciones. El cambio de estado se representa por: X + nAq → X · nAq,
∆H
Se adiciona un mol de soluto X a n moles de agua. En esta ecuación se le da al agua el símbolo Aq. Es conveniente asignar al agua en estas reacciones de solución una entalpia convencional de cero. Considérense los ejemplos: HCl(g) + 10Aq → HCl.10Aq,
∆H 1= -69,01 kJ/mol.
HCl(g) + 25Aq → HCl.25Aq,
∆H 2= -72,03 kJ/mol.
HCl(g) + 40Aq →HCl.40Aq,
∆H 3= -72,79 kJ/mol.
HCl(g) + 200Aq →HCl.200Aq,
∆H 4= -73,96 kJ/mol.
HCl(g) + ∞Aq → HCl.∞Aq,
∆H5= -74,85 kJ/mol.
Los valores de ∆H tienen la dependencia general entre el calor de solución y la
cantidad de solvente. A medida que se utiliza más solvente, el calor de solución se aproxima a un valor límite, el valor de la solución «infinitamente diluida». Este valor de ∆H es conocido como calor de
dilución. 1
La entalpía de solución, entalpía de disolución o calor de disolución es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante.
El calor de solución es una de las tres dimensiones del análisis de solubilidad. Se expresa más frecuentemente en kJ/mol a temperatura constante. El calor de solución de una sustancia está definido como la suma de la energía absorbida, o energía endotérmica (expresada en kJ/mol "positivos"), y la energía liberada, o energía exotérmica (expresada en kJ/mol "negativos"). Debido a que el calentamiento disminuye la solubilidad de un gas, la disolución de los gases es exotérmica. Consecuentemente, al disolverse un gas en un solvente líquido, la temperatura disminuye, mientras que la solución continúa liberando energía. Éste es un efecto del incremento en el calor o de la energía requerida para atraer a las moléculas de soluto y solvente — en otras palabras, esta energía supera a la energía requerida para separar a las moléculas del solvente. Cuando el gas está disuelto completamente (eso es puramente teórico dado que ninguna sustancia puede disolver infinitamente) — el calor de solución estará al máximo. 2 A continuación se mostrara la metodología de la práctica de calor integral de disolución. PARTE EXPERIMENTAL
Se determino la capacidad calorífica del calorímetro asignado. Se midieron 20mL de etanol y 40mL de agua, respectivamente, utilizando cilindros graduados. Se determino la temperatura de cada líquido por separado. Se mezclaron los líquidos vertiéndolos rápidamente en el recipiente interno del calorímetro, este fue tapado seguidamente se procedió a agitar la solución alcohólica y se medio la temperatura por intervalos de 30s. Se tomo como temperatura final la más alta del sistema. Se repitió la experiencia combinando volúmenes de agua y etanol indicados en la Tabla 1. (Ver anexos). RESULTADOS Y DISCUSIÓN
1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro: Para el desarrollo de esta experiencia se necesita del valor de calor que absorberá el calorímetro a esto también se le conoce como calibrado, aquí se presentan en forma de tabla:
Tabla 1. Capacidad calorífica del calorímetro Muestra
mf (g)
Tf (°C)
mc (g)
Tc(°C)
Te(°C)
Ccal (cal/°C)
1
50
22
50
59
39
8,82
2. Calor integral de disolución del etanol: Tabla 2. Experiencia de calor integral de disolucion del etanol. Muestra
Vetanol (ml)
Tetanol (°C) Vagua (ml)
Tagua (°C)
Te(°C)
∆Hint (KJ/mol)
1
20
22
40
20
31
-7,55
2
15
22
50
23
28
-5,45
3
10
22,5
50
23
27
-7,48
4
10
22
60
21
24
-5,05
5
5
23
50
23
26
-9,022
6
5
22
60
23
26
-10,61
7
2,5
25
50
23
25
-11,71
8
2,5
24
60
23
25
-13,56
Entre el etanol y agua no hay reacción química, es decir no se producen sustancias nuevas, solo se diluye la concentración del etanol en cierta cantidad de agua. Para este caso los puentes de hidrogeno que se forman entre el soluto y solvente son relaciones de más alta energía que las que tienen las moléculas de agua y alcohol por aparte. Por eso la disolución libera energía en forma de calor, es decir es una reacción exotérmica, este tipo de reacciones hace que la energía de las moléculas de los productos sea menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes. En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el ∆H es negativo y significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, como se puede observar nuestros ∆H son negativos, esto también se debe a que la temperatura de
equilibrio es mayor a la temperatura de etanol y agua.
3. Molalidad de las diferentes muestras: A continuación se muestras en forma de tabla las molalidades para el etanol para posteriormente hacer la grafica calor integral de solución (∆Hint) vs Molalidad (M) del etanol: Tabla 3. Molalidad del etanol Muestra
Molalidad (mol/kg)
1
8,575
2
5,14
3
3,42
4
2,85
5
1,7
6
1,41
7
0,856
8
0,713
0 ) m r o f
-2
H ∆ (
-4
n o i c u l
-6
o s e d l a r g e t n r o l a C
0
5
10
15
y = 0,7476x - 11,559 R² = 0,5948
Grupo 1
-8
Lineal (Grupo 1)
-10 -12 -14 -16
Molalidad (mol/Kg)
Grafica 1. Calor integral de solución Vs Molalidad para el etanol. En la gráfica anterior se pueden observar los datos arrojados experimentalmente, asimismo se observa que el calor integral de disolución aumenta a medida que disminuye la fracción molar del soluto en disolución. A causa de esto la pendiente que se muestra en dicha gráfica representa el ajuste por mínimos cuadrados de polinomios. Definitivamente es importante decir que el valor del coeficiente de correlación (R 2) en
la gráfica nos muestra que no hay un buen ajuste, es por eso que no se puede observar bien la curva de la experiencia. El calor integral de disolución infinita es el calor correspondiente a la disolución de un mol en una gran cantidad de disolvente. Para determinar el mismo (ΔH∞int) para el etanol, se ejecuta a través de la ecuación polinómica (y= 0,7476x – 11,559) desarrollando el limite cuando la molalidad tiende a cero (x=0) arrojando como resultado -11,559 kJ/mol, concluyendo que es un proceso exotérmico.
CONCLUSION
La experiencia realizada alcanzo su objetivo planteado el cual era determinar el calor integral de una solución, evidenciando un proceso exotérmico que arrojo un valor de -11,559Kj/mol, al igual que el valor del cambio de entalpía global es la suma de los cambios de entalpía individuales de cada paso. REFERENCIAS
1. Gilbert W. Castellan, 1974 - 1987, Fisicoquímica, 2 a Edición, México, Addison Wesley Longman, Editorial Pearson, 144. 2. http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa_de_disoluci%C3%B3n
ANEXOS
Tabla 1. Volumenes de etanol y agua. Muestra 1 2 3 4 5 6 7 8
Volumen etanol (ml) 20 15 10 10 5 5 2,5 2,5
1) Calculo de la capacidad calorífica del calorímetro:
Volumen agua (ml) 40 50 50 60 50 60 50 60
= 8,82 cal/°C
2) Calculo de calor de disolución integral del etanol:
Muestra 1:
