UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I INTEGRANTES: GRUPO No: 4 - Karen Tufiño - Jorge Pérez DÍA: Martes 11:00-14:00 - Josue Quishpe
FECHA:21/04/2013
PRÁCTICA # 7 1. TEMA: CALOR O ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN 2. OBJETIVO: Determinar el calor de disolución de Sulfato de amonio en medio acuoso.. 3. FUNDAMENTO TEÓRICO CALOR DE DISOLUCIÓN
Se define calor integral de disolución, como el calor trasferido en la disolución de un mol de soluto en una cantidad determinada de disolvente. El proceso de disolución de una sustancia suele ir acompañado de una absorción o desprendimiento de calor que, referido a un mol de sustancia, se conoce con el nombre de “calor molar de disolución”. Sin embargo, esta magnitud no es constante sino que depende de la cantidad de disolvente y, por lo tanto, de la concentración de la disolución. Al disolver gradualmente una masa de sustancia en una cantidad de disolvente dada, la composición de la disolución varía desde la del disolvente puro hasta la de la disolución final. El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsoln es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa: ΔHsoln = Hsoln - Hcomponentes No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorimetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía, para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+).
CALORÍMETRO: Un calorímetro consiste, en esencia, en un recipiente aislado térmicamente y lleno de agua, en la cual se sumerge una cámara de reacción. En una reacción exotérmica, el calor generado se transmite al agua y la elevación de temperatura resultante en ésta se lee mediante un termómetro sumergido en ella. Cuando se trata de una reacción endotérmica, hay que medir la reducción de la temperatura en vez de su incremento. TERMOQUÍMICA: La termoquímica es una rama de la física química que trata de los cambios térmicos asociados a las transformaciones químicas y físicas. Su objetivo e la determinación de las cantidades de energía calorífica cedida o captada en los distintos procesos y el desarrollo de métodos de cálculo de dichos reajustes sin recurrir a la experimentación. Para estudiar los efectos químicos térmicos que acompañan a las reacciones químicas, la formulación de soluciones y los cambios físicos como la fusión o la evaporización.
Para determinar experimentalmente en un calorímetro, la energía absorbida o desprendida de una reacción como es el caso particular del calor de disolución del carbonato de sodio, es conveniente primeramente plantear una ecuación del balance general de calor en el sistema, es decir:
(1) En esta ecuación es necesario distinguir, quién gana energía en el sistema y quién la cede. En el caso particular que nos plantea el proyecto experimental, la reacción de disolución, resulta de la forma: A
(s)
+ B (ac)
= AB (ac) + Q disolución
(2).
notamos que al disolverse el compuesto "A" en el disolvente "B"; esta reacción de disolución es la parte del sistema que cede el calor, y por lo tanto la ecuación (1) se transforma en: (3). ahora, si analizamos "Qganado" éste debe corresponder a la cantidad de calor que absorbe la parte del sistema calorímetro-agua contenida y además el soluto "A" que se agrega para realizar la reacción de disolución, por lo tanto tenemos que:.
(4) Si el proceso se realiza a "P = cte." entonces:
(5)
(6) Aquí definimos los valores de "m Cp ΔT" como "K", la constante del calorímetro, que es la cantidad de calor que absorbe el calorímetro por grado de temperatura. El término siguiente corresponde al calor que absorbe el soluto, cuando a éste se le incrementa la temperatura desde la temperatura ambiente hasta una temperatura mayor. Por lo tanto la ecuación (4) se transforma en la ecuación (6), la cual nos permite plantear el balance de calor en el calorímetro, para la reacción de disolución y así determinar el calor de disolución.
4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 MATERIALES Y EQUIPO: calorímetro 2 Vasos de precipitación
A=± 0.1
Termómetro
Termómetro
Balanza ordinaria
A=± 0.1
Balanza analítica
A=± 0.0001
Embudo
A=± 0.1
4.2 REACTIVOS Y SUSTANCIAS: Agua destilada Sulfato de amonio 4.3 PROCEDIMIENTO: Pesar 50g de agua en balanzas ordinarias en un vaso Colocar en el vaso del calorímetro Colocar los 50 ml de agua destilada en el vaso del calorímetro, luego de 5 minutos tapar el calorímetro, luego que adquiere equilibrio térmico tomar la temperatura. Colocar alrededor de 0.01 moles de solido a través de un embudo seco, agitar con el termómetro y registrar la temperatura. Repetir el procedimiento dos veces más. Agitar ligeramente y verificar temperatura
5. DATOS EXPERIMENTALES:
#det 1 2 3
mH2O, g 50.0 50.0 50.0
Msolidog 1.3240 1.3265 1.3240
Ti, C
Te,°C
6. CÁLCULOS: 6.1 Calor de dilución de sulfato de amonio:
Qs=∆ H s=ms c s ∆T + E ∆ T Qs=ms c s (T e −T i)+ E (T e−T i ) ms=mH 2O + m sólido ms=50+1.3240=51.3240 g
m2 = 51.3265g
51.3240g
Qs=51.3240 ( 21.8−22.2 ) +23.9 (21.8−22.2 )=−30.09 cal # determ.
Qs, cal
1
-30.09
2
-30.10
3
-30.09 Tabla A
6.2 Cálculo de la cantidad de sustancia que se usó (mol):
n=
m 1.3240 = =0.0100 mol M 132
n2 = 0.0100mol
n3 = 0.0100 mol
6.3 Relación para un mol: - 30.1 → X
→
0.01 mol 1 mol
X= -3010 cal
m3=
# determ.
Qs, cal
1
-3009
2
-3010
3
-3009 Tabla B
7. TRATAMIENTO ESTADÍSTICO: 7.1. Valor medio:
(−3009−3010−3009)cal X´ = =−3009.33 cal 3 7.2 Desviación estándar:
√ √
∑(x i−´x )2 S Q=± n−1 S Q=±
((−3009)−(−3009.33))2+((−3010)−(−3009.33))2+((−3009)−(−3009.33))2 =0.5774 cal 3−1
7.3 Porcentaje de error relativo:
E=
E=
R teórico−R experimental ∗100 Rteórico
−2818.6−(−3009.3) ∗100=6.77 ≈ 7 −2818.6
´ R
-3009.33 cal/mol
SR
± 0.5774 cal/mol
E
7%
8. ANÁLISIS DE RESULTADOS Al hacer un análisis en la relación a las determinaciones del calor de disolución, tabla A, podemos observar que los datos tiene una
relación de precisión entre los mismos, se aclara que estos valores son en relación a 0,01 moles de la sustancia problema. Al comparar los datos de la tabla B, podemos decir que son datos precisos peor no exactos, estos valores son en relación aun mol de la sustancia problema. Respecto a la desviación estándar decimos que los datos presenta una dispersión de 0.5774 ; valor bajo siendo este un indicador que las mediciones han sido hechas con prolijidad. Lo que concierne al calor de disolución experimental se obtuvo un valor de -3009.33 cal/mol, dato que está medianamente alejado del calor de disolución teórico Por esta razón se obtuvo un error relativo bajo (error relativo =7%).
9. CONCLUSIONES:
10.
Al realizar la determinación experimental del calor de disolución y extrapolándolo con datos teóricos, decimos que la sustancia problema corresponde al Sulfato de amonio. BIBLIOGRAFÍA: CASTELLAN Gilbert, Fisicoquímica. Segunda edición Páginas 16-17 http://www.uhu.es/16121/ficheros/Practica-Calor_de_disolucion.pdf EVINE, IRA N. “Fisicoquímica” 4 edición, editorial McGraw-Hill Interamericana de España, 1996. http://laboratoriodefisicoquimica.files.wordpress.com/2009/03/prac tica-no-7-calor-de-disolucion-metodo-calorimetrico1.pdf http://ciencia-basica-experimental.net/solucion.htm a
