UNIVERSIDAD NACIONAL NACIONAL DE INGENIERIA
Facultad de Ingeniería de Petróleo, Gas Natural y Petroquímica
PQ-223 A
CICLO 2016-I
PRACTICA DE LABORATORIO Nº3:
PROCESOS EXOTERMICOS Y ENDOTERMICOS
1. Objetivos Los propósitos de estos experimentos es aprender a calibrar un calorímetro, determinar el calor específico de un metal, y medir el calor latente de fusión del hielo con la finalidad de distinguir los procesos exotérmicos y endotérmicos. endotérmicos.
2. Introducción En los cambios físicos y químicos se consume o se libera energía. La cantidad de energía que se requiere para fundir un sólido recibe el nombre de calor de fusión. La cantidad de energía que se requiere para hervir un líquido se llama calor de vaporización. Cuando la transformación se lleva a cabo a presión constante, el calor involucrado recibe el nombre de entalpía. Tanto la fusión como la vaporización requieren de energía para llevarse a cabo, por lo tanto son endotérmicos. En los procesos opuestos, la condensación y la congelación, se libera energía: son exotérmicos. Para determinar el calor de fusión del hielo se elige un sistema aislado formado por hielo, agua, un recipiente aislado térmicamente térmicamente de los alrededores y un termómetro. El experimento experimento consiste en medir la temperatura inicial del agua y medir el cambio de temperatura cuando se añade hielo al agua. Si se trata de un sistema aislado la energía se conserva, por lo tanto, la suma de de la energía que pierde el agua a temperatura ambiente es igual a la energía que recibe el hielo y su suma algebraica debe ser igual a cero. Cuando se agrega hielo al agua, el agua pierde una cantidad de energía q a igual al producto de su masa ma por el cambio de su temperatura y su calor específico C a . qa= ma x ∆Tf x Ca El calor específico del agua es la cantidad de energía necesaria para calentar un gramo de agua un grado y es igual a 1.00 cal/gK o 4.18 J/gK. La energía que pierde el agua fundirá el hielo y elevará la temperatura de la mezcla agua-hielo. . La energía necesaria para elevar la temperatura del hielo a su temperatura final es el producto de la masa del hielo por el aumento de temperatura DT i. por el calor específico del agua C a como se trata de un sistema cerrado, la suma de los cambios de energía del agua y del hielo debe ser igual a cero. qa -qh =0 y
∆Hf =
(ma + mh ) ∆Tf x Ca
También en procesos como la disolución de sales o la mezcla de dos líquidos, está involucrado un cambio de energía. Las sustancias cristalinas se disuelven o hidratan cuando las moléculas de disolvente se intercalan rompiendo la red cristalina, así, algunas sustancias absorben energía cuando se disuelven y otras desprenden energía en el mismo proceso.
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En las reacciones químicas se forman sustancias a partir de otras distintas mediante la ruptura de enlaces y la formación de nuevos enlaces. Se requiere energía para la ruptura de enlaces, mientras que la formación de nuevos enlaces libera energía. El balance entre estos dos procesos en una reacción, determina si es exotérmica o endotérmica. Usaremos un calorímetro para medir la cantidad de calor que ha sido transferida en un proceso determinado. Su uso es de creciente interés en diversas aplicaciones en ciencia de los materiales, en física de altas energías, en la medición absoluta de potencia de luz (bolómetros) emitida por fuentes de luz naturales, ampolletas o láseres, en la industria de alimentos, etc. Estudiaremos la transferencia de energía calórica en el agua en algunos ejemplos sencillos y usaremos el principio de la conservación de energía para calibrar un calorímetro, estudiar la capacidad calórica de algunos metales y medir el calor latente de fusión del hielo. Elegimos el agua como medio a estudiar debido a sus características únicas, que dan lugar a importantes aplicaciones e implicaciones medioambientales. El agua tiene una alta capacidad calórica comparada con otros líquidos. Además exhibe un comportamiento anómalo de 0 ºC a 4 ºC en que se contrae a medida que se calienta. También se expande cuando se congela. La expansión resulta en una disminución de la densidad, permitiéndole al hielo flotar en el agua. La cantidad de calor adicionado (o retirado) ∆Q de un cuerpo (sistema) para aumentar (o disminuir) su temperatura una cantidad ∆T sin que haya cambio de estado de la materia está relacionada a la masa del cuerpo m y a una propiedad del cuerpo llamada calor específico c de la siguiente manera: ∆Q = mc ∆T … (1) El producto de la masa y el calor específico genera una nueva cantidad llamada capacidad térmica o capacidad calórica C , o sea, mc=C . La determinación de c o de C es fundamental para destinarle aplicación a un determinado material. En la siguiente tabla se resumen algunos valores de c para sustancias conocidas a presión ambiente constante (1 atm.) :
Como se puede notar de esta tabla, el valor de c de una misma sustancia (agua o hielo) generalmente es diferente para sus diferentes estados de la materia. El significado de la capacidad calorífica puede extraerse pensando en lo siguiente: suponga dos objetos, uno de cobre y otro de aluminio, pesando 1 Kg cada uno, que están recibiendo individualmente 1 KJ de calor; cuál de los objetos estará con mayor temperatura después de recibir todo el calor? La cantidad de calor adicionado (o retirado) ∆Q de un cuerpo (sistema) para aumentar (o disminuir) su temperatura una cantidad ∆T mientras se produce cambio de estado de la materia está relacionada a la masa del cuerpo m y a una propiedad del cuerpo llamada calor latente de la transformación (fusión, vaporización, etc.) L: ∆Q = mL …(2) 2
La tabla siguiente resume los calores latentes de fusión a presión ambiente constante (1 atm.) de varias sustancias conocidas:
Así, el calor específico latente de fusión es la cantidad de calor liberada (en Julios, en la tabla anterior) cuando 1 kg de una sustancia pasa del estado sólido al estado líquido a la denominada temperatura de fusión. Observe que durante la entrega de este calor la temperatura es una sola, la de fusión, es decir, no se presenta cambio de temperatura en tal caso. El hielo (agua sólida) tiene uno de los mayores calores específicos de fusión entre todas las sustancias y exhibe, además, un comportamiento anómalo: de 0 ºC a 4 ºC se contrae a medida que se calienta. También se expande cuando se congela. La expansión resulta en una disminución de la densidad, permitiéndole al hielo flotar en el agua. También, el agua tiene un elevado calor específico comparado con otros líquidos. Las características únicas del agua le otorgan importantes e interesantes aplicaciones. El calorímetro Un calorímetro es un aparato usado para medir la cantidad de calor que ha sido transferida en un proceso determinado. Su diseño varía desde aparatos básicos a muy elaborados. Básicamente, para la construcción de un calorímetro se necesitan tres cosas: 1. Un recipiente de un material conocido que absorba calor eficientemente. 2. Un medidor de temperatura (termómetro) 3. Un material para aislar térmicamente el recipiente de su entorno (atmosfera ambiente) y así evitar intercambio de calor (recipiente- entorno o entorno-recipiente). Calorímetros bien adaptados incluyen agitadores para asegurar temperatura constante en todo el sistema, termómetros de alta precisión (0.1°), material aislante térmico altamente efectivo y un contenedor. En esta práctica usaremos equipamiento sencillo que conlleva a un margen de error en los experimentos, pero que servirá para ilustrar los principios de calorimetría involucrados. Para iniciar una medida calorimétrica, es necesario calibrar el calorímetro, es decir, determinar exactamente la cantidad de calor adicionado que provoca un determinado aumento de su temperatura. Usualmente se usa agua como medio que transfiere el calor ya que es barata, fácil de trabajar y tiene calor específico conocido.
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3. Desarrollo Experimental 3.1 Calibración del calorímetro a) Añada al termo 150 ml de agua a temperatura ambiente (el agua del caño es más fría, por lo que se puede mezclar un poco con agua tibia para que esté a temperatura ambiente, este punto es importante en la precisión del resultado) y déjelo que llegue al equilibrio térmico con el termo. Mida con precisión la temperatura del agua y regístrela como T1. b) Caliente 150 ml de agua a 50ºC en un vaso de precipitado y registre esta temperatura como T2. Coloque esta cantidad de agua caliente en el termo con agua fría y ciérrelo. Homogenice el agua mezclada agitándola. Espere hasta que la temperatura llegue a un valor estacionario y registre esta temperatura como T3. c) Determine T3-T1 y T3-T2. d) Repita este procedimiento 3 veces y anote los datos en la siguiente tabla. Med 1 m1 m2 T1 T2 T3 T3-T1 T3-T2 c1 K
Med 2
Med 3
PROM
Masa del agua fría Masa del agua caliente Temperatura del agua fría Temperatura del agua caliente Temperatura del agua mezclada Cambio de temperatura del agua fría Cambio de temperatura del agua caliente Calor especifico del agua Capacidad calórica del calorímetro
Aplicando la ley de la conservación de la energía, sabemos que el calor perdido por el agua caliente debe ser igual al ganado por el agua fría y el calorímetro. Entonces:
c1: calor especifico del agua: 1 (cal/g°C) Substituirlos los valores medidos en la ecuación anterior y determine la capacidad calórica del calorímetro K. Si los valores no tienen dispersión excesiva, promedie los valores y anote como error la desviación estándar. En caso contrario repita sus medidas con cuidado, o estudie donde puede estar el problema.
3.2 Determinación del calor especifico de un metal a) Añada al calorímetro 200 ml de agua a temperatura ambiente. Mida con precisión la temperatura del agua y regístrela como T 1. b) Pese separadamente una cantidad de cobre seco, coloque en un tubo de tubo de ensayo y caliéntelo en un baño de agua hirviendo a 100ºC. Mida con precisión la temperatura del agua y regístrela como T2. Transfiera el metal caliente al recipiente con agua lo suficientemente rápido para que no se enfríe. 4
Asegúrese de mezclar los contenidos del calorímetro para obtener una temperatura uniforme. Espere hasta que la temperatura llegue a un valor estacionario y registre esta temperatura como T 3. Es conveniente que el termómetro este siempre a temperatura cerca T 1 de manera de que este no afecte la medida. c) Determine T3-T1 y T3-T2. d) Repita este procedimiento unas tres veces y anote los datos en la siguiente tabla. Med 1 m1 m2 T1 T2 T3 T3-T1 T3-T2 c2
Med 2
Med 3
PROM
Masa del agua fría Masa del metal caliente Temperatura del agua fría Temperatura del metal caliente Temperatura final del agua Cambio de temperatura del agua fría Cambio de temperatura del metal Calor especifico del cobre
Calcular el calor específico del metal usando la ecuación:
3.3 Calor latente de fusión del hielo a) Agregue 200 g de agua a 40 o 50ºC al recipiente, mida después que el sistema esté en equilibrio térmico la temperatura inicial del agua y regístrela como T 1. b) Adicione 100 g de hielo en cubos previamente secado con toalla de papel al recipiente con agua y homogenice la mezcla. Registre la temperatura final T 2 más estable de la mezcla hielo y agua después de algunos minutos. NOTA: Ud. puede elegir otros valores para las masas. Med 1 mH m A T1 T2 T1-T2 K L
Med 2
Med 3
PROM
Masa del hielo Masa del agua fria Temperatura inicial del agua Temperatura final del agua Cambio de temperatura del agua Capacidad calórica del calorímetro Calor latente de fusión del hielo
Tome los datos de la tabla C y calcule el calor de fusión del hielo sabiendo que:
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3.4 Entalpía de disolución Al disolver en agua las sustancias, en unos casos se produce un calentamiento del recipiente en el que se produce el proceso, mientras que en otros se nota un enfriamiento apreciable. En el presente experimento se va a simular una serie de procesos en donde se va comprobar el cumplimiento de la ley de Hess. Se va a simular la disolución de diferentes sustancias iónicas en agua (procesos físicos), determinando la variación de temperatura que se produce cuando se disuelven, los factores que influyen en esa variación y calculando la variación de entalpía asociada al proceso. Medir la temperatura cuando se realice la mezcla en el proceso inicial y final que se alcance, con la cual se determinara el incremento térmico, para la preparación de las mezclas de la sgte tabla: Sustancia NaOH NaOH NaOH NH4Cl NaCl
cantidad 2 gr 2gr 2gr 10ml 2gr
Volumen agua(ml)
ΔT (ºC)
50 100 200 100 100
3.5 Entalpía de reacción Se determina las entalpías de las reacciones de neutralización. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j)
En un vaso de precipitado colocar 30 ml de agua destilada En la campana agregar gota a gota y agitando 4 ml de HCl concentrado. Esta es la Solución I Si el vaso se calienta mucho esperar unos minutos antes de seguir agregando el HCl Pese 4 g de NaOH, disuélvelos en 30 ml de agua destilada. Esta es la Solución II En uno de los tubos mezclar 5 ml de la solución I y 5 ml de la solución II Medir la temperatura y anotarla. En otro tubo mezclar 5 ml de la solución I y 10 ml de la solución II Medir la temperatura y anotarla. En otro tubo mezclar 10 ml de la solución I y 10ml de la solución II Medir la temperatura y anotarla.
4. Cuestionario a) b) c) d) e)
Determinar la constante del calorímetro Determinar el calor especifico del metal Determinar el calor de fusión del hielo Determinar la entalpia de disolución Determinar la entalpia de reacción
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