LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA (116014M-01) – UNIVERSIDAD DEL VALLE
CALOR INTEGRAL Y DIFERENCIAL DE SOLUCION Naren Castiblanco (1723499), Jonathan Cuellar (1733741)
[email protected],
[email protected] 02 de octubre de 2017 Palabras clave: mezcla, calorímetro, temperatura.
Abstract. For this practice we proceeded to determine the integral heat, differential and mixing process of dissolution of a salt in water, making use of a calorimeter. As a first step in the experiment, the calorific value of the calorimeter was determined with a volume of water (100 mL) at room temperature with another volume of water (50 mL) at 60 oC in the calorimeter, and the temperature was recorded the system stabilizes the system. The other part of the experiment consisted in determining the heat of the mixture of a salt (KNO 3) in water, for that a volume of water was taken at room temperature, and incremental amounts of the salt were added (0.50, 0.75, 1.25, 2.00, and 3.25 g) and after each addition, the temperature was recorded every 30 seconds for 5 minutes. A decrease in temperature was found to be a measure that increased the amount of salt. Resulting in 19.53 cal / oC for the heat capacity of the calorimeter and with this value the integral and differential heat was calculated for the mixtures made in the laboratory.
Introducción. Cuando un compuesto se disuelve en un solvente, se presenta un cambio en la entalpia resultante del sistema, a esto se le denomina “calor de la solución”. El calor liberado o absorbido refleja la energía necesaria para romper las fuerzas de cohesión del sólido y la energía generada por la interacción de las moléculas de soluto con las moléculas de solvente. Existen dos formas de expresar el cambio de entalpia por mol de material disuelto; que son los calores integral y diferencial de la solución. Las dos convenciones surgen de la dependencia del calor de la solución de la cantidad de solvente utilizado para disolver el soluto. Así, el calor integral de la solución describe el cambio de entalpia cuando se disuelve una mol de soluto para dar una concentración especificada, mientras que el calor diferencial de la solución brinda un valor de cambio de entalpia cuando la cantidad de soluto disuelto es despreciable. [1] Metodología. El experimento se realizó usando un calorímetro, determinando inicialmente la capacidad calorífica del mismo para ello se adiciono un volumen conocido (100 mL) de agua a temperatura ambiente y luego se le adiciono otro volumen (50 mL) de agua caliente (60 oC), y se registró la temperatura del agua dentro del calorímetro hasta que esta se volvió constante, este proceso se repitió por duplicado. Una vez determinada la capacidad calorífica, se tomó una masa de KNO3 (0.5 g) y se adiciono al calorímetro que contenía 150 mL de agua a temperatura ambiente, y con agitación suave se empezó a medir la temperatura cada 30 s durante 5 min., este proceso se realizó por triplicado. A una de las mezclas anteriores se le realizaron adiciones sucesivas (0.75, 1.25, 2.00, y 3.25 g) y tras cada
adición tambien se registró la temperatura durante 5 min. Cada 30 s.
Resultados y discusión. En la primera parte de la práctica se obtiene una temperatura inicial promedio de 28,36 °C (temperatura del agua en el calorímetro antes de empezar la prueba), la temperatura del agua que se adiciona al iniciar la prueba es de 60 °C y la temperatura final promedio es de 37,6 °C. Para determinar las capacidades caloríficas del agua a 28,36 °C y a 60 °C definimos la capacidad calorífica así (Levine, 2004):
C H ₂ O (T n)=c P mn (1) Donde C H ₂ O es la capacidad calorífica del c P es el calor especifico del agua el agua, cual es constante ya que se trabaja en intervalos de temperatura pequeños y m la masa de agua, esta última se calcula a partir de la densidad a su respectiva temperatura ρ(T n) , así:
mn=ρ(T n )V n (2)
Donde V n es el volumen de agua a dicha temperatura y las densidades son [4]:
ρ(60 ° C)=0,9831
g ml
ρ(28,36 ° C)=0,9963
g ml
Y al remplazar en Ec. 2 se obtiene:
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m1=ρ(60 ° C)V 1 m1=0,9831
g ×50 ml=49,155 g ml
m2=ρ(28,36 ° C)V 2 m2=0,9963
g × 100 ml=99,63 g ml
Definimos el calor especifico del agua de la siguiente forma (Levine, 2004):
c p≡ 1
cal g°C
Con este valor podemos calcular los calores de mezcla para cada adición de KNO 3, el cual se determina con la siguiente ecuación:
Δ mix H ≅−C p (T 2−T 1)(4) Donde T 1 es la temperatura inicial del agua que es igual a 28,2 °C y se define C p de la siguiente forma:
C p =C cal+C H₂ O (5) Para calcular
m2=0,9963
Ya con estos valores es posible calcular la capacidad calorífica con la Ec. 1:
C H ₂ O=1
C H ₂ O (T 1)=c P m1 C H ₂ O (60 ° C )=1
cal cal × 49,155 g=49,155 g°C °C
T 3 es la temperatura final promedio.
Reemplazando valores en Ec. 3 se obtiene:
−(( 49,155 C cal= C cal=
C cal=19,53
cal °C
cal °C
Con esto y las temperaturas registradas pasados los 5 minutos se reemplaza en la Ec. 4 de la siguiente forma:
Δ mix H ≅−168,975
cal ( 28° C−28,2° C) °C
Δ mix H ≅ 33,795cal Esto se realiza con en cada una de las pruebas, al mismo tiempo es posible calcular el calor integral ya que este depende del Δ mix H y de las moles de soluto n B que se encuentran en solución, así como lo describe la siguiente ecuación:
cal cal (−22,4 ° C ))+(99,63 (9,24 ° C))) °C °C (9,24 ° C)
−(−1101,072 cal+ 920,5812cal) ( 9,24 ° C )
cal cal +149,445 °C °C
C p =168,975
C ¿ H ₂O(T (¿ 2)(T 3−T 2) ) (C H ₂O (T 1 )(T 3−T 1))+ ¿ ¿ −¿ Ccal =¿ Donde
cal cal × 149,445 g=149,445 g°C °C
C p =19,53
cal cal × 99,63 g=99,63 g °C °C
Para calcular la capacidad calorífica del calorímetro se utiliza la siguiente ecuación (Grajales, 2010):
g × 150 ml=149,445 g ml
Entonces reemplazando en Ec. 5:
C H ₂ O (T 2)=c P m2 C H ₂ O (28,36 ° C )=1
C H ₂ O se emplean Ec. 1 y Ec. 2,
asi:
ΔH ∫ , B=
Δ mix H (6) nB
nB
se calcula dividiendo la masa total de KNO3 en solución por el peso molecular de KNO3. Entonces reemplazando en la Ec. 6 se obtiene que:
ΔH ∫ , B=
33,795 cal cal =6833,68695 0,004945354 mol mol
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En la tabla 1 se encuentran los valores de ΔH ∫ , B Δ mix H y para cada prueba realizada. Tabla 1. Calor de mezcla y calor integral a diferentes cantidades de KNO3.
Moles de KNO3 (mol)
T2 (°C)
ΔmixH (cal)
ΔHint,B (cal/mol)
0,00494535 4
28
33,795
6833,68695
0,01236338 5
27,6
101,385
8200,42434
0,02472676 9
27
202,77
8200,42434
0,03956283 1
26,13
349,7782 5
8841,082492
0,05934424 6
25,5
456,2325
7687,897819
0,09148904 6
24,36
otra forma de calcular esta misma propiedad es utilizando la siguiente ecuación:
ΔH duff , B=m
figura 2.
648,864
7092,258889
ΔH diff , B obtener necesario graficar Δ mix H vs n B y de hallar la pendiente, este valor igual a ΔH diff , B según la siguiente definición:
para
∂ Δ mix H ∂ nB
∂m
ΔH ∫ , B
)
+ ΔH∫ , B (7)
vs
m
al derivar la ecuación obtenida en la fig. 2 es posible calcular diferentes valores para ΔH duff , B , así:
(
∂ ΔH∫ ,B ∂m
( ΔH duff , B=
(
∂ ΔH ∫ , B
)=−(2 ×15706) x+ 9428
∂ ΔH∫ ,B ∂m
)=−(31412) x +9428
donde x es la molalidad respectiva de cada adición de soluto, reemplazando los valores de la primera edición en Ec. 7 se obtiene que:
ΔH duff , B=0,03309(−(31412)× 0,03309+ 9428)+ 6833,686 ΔH duff , B=7111,2757195039
cal mol
así mismo se hace con todas las adiciones, en la tabla 2 se puede observar los diferentes valores de ΔHdiff,B. Tabla 2. calor diferencial diferentes concentraciones KNO3. figura 1.
Δ mix H
vs
molalidad (m)
nB
a partir de la fig. 1 se determina que:
ΔH duff , B=7108,2
cal mol
0,03309146402 0,08272866004 0,1654573201 0,2647317121 0,3970975682
ΔHdiff,B (cal/mol) 7111,27572 8765,405439 8900,417122 9135,529666 6478,486024
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se promedian los datos de ΔHdiff,B para obtener solo un valor de ΔHdiff,B:
ΔH duff , B=6913,7595
cal mol
los valores obtenidos tienen una ligera diferencia, esto lo pudo ocasionar la falta de agitación de la solución cuando se realizaban las lecturas de temperatura, esto se observa mejor al momento de desechar la mezcla, ya que el fondo del calorímetro presentaba abundante cantidad de KNO3. Conclusiones. Con los datos recogidos durante el experimento como la temperatura, masa y volumen se logró determinar los valores experimentales del calor diferencial e integral de una solución, al disolver nitrato de potasio en diferentes cantidades en un solvente (agua), sistema contenido en un calorímetro el cual se considera plenamente adiabático. Esta determinación se realizó haciendo uso de las herramientas matemáticas, aunque se pudieron haber presentado errores experimentales en la práctica llevada a cabo. Bibliografía 1. 2. 3.
4.
Gennaro, A. R., Remington farmacia (Vol. 1). Ed. Médica Panamericana, 2003, 235 Levine, I. Fisicoquímica, McGraw-Hill, España, 5ta Ed, 2004, 53-54,61-63. Grajales, T. M. Calor integral y diferencial de solución. Versión enero 2010. Departamento de química, Universidad del Valle. César De Paz. http://www.fullquimica.com/2012/04/densidad-delagua.html. Octubre del 2017.
