INFORME DE LABORATORIO
TERMOQUIMICA
EAP ING. METALURGICA UNMSM
CONTENIDO
RESUMEN INTRODUCCION PRINCIPIOS TEORICOS DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS DISCUSION DE LOS RESULTADOS CONCLUSIONES RECOMENDACIONES BIBLIOGRAFIA ANEXOS
Página 2
EAP ING. METALURGICA UNMSM
RESUMEN
En la práctica a realizar se demostrara los calores de disolución y reacción mediante el uso del calorímetro que previamente se calcula su calor específico El primer experimento consiste en hallar el calor especifico (Cc) del calorímetro que resulta para nuestro caso un valor de 15.79 gr/°C. El siguiente experimento consistió en calcular el calor de una disolución de NaOH previamente pesando y vertiendo ligeramente al calorímetro hasta llegar al punto de que tome una temperatura de equilibrio, para este caso el calor de disolución es - 1.079 kcal, con un porccentaje de error de 6.72%, respecto a un valor teórico de -1.011Kcal Luego, inmediatamente se procederá a pesar muestras de aluminio para su posterior vertido en el calorímetro, no sin antes preparar una solución concentrada de HCl que reaccionara con el aluminio, posteriormente el calor liberado en la reacción es -1.809cal con un porcentaje de error del 9.63% respecto a un valor teórico de -1.650kcal. Esto indica que hubo factores externos que afectaron los resultados.
Página 3
EAP ING. METALURGICA UNMSM
INTRODUCCION
Primeramente la termoquímica se ocupa en estudiar los cambios de energía química en energía térmica por medio de cambios fisicoquímicos que conllevan a una pérdida o ganancia de calor. Para ellos se presentan ciertas leyes y postulados que servirán en los cálculos. Este experimento tiene como objetivo principal las demostraciones y cálculos de los calores de disolución y reacción, así como también en calcular el calor especifico del calorímetro. El calorímetro usado en laboratorio servirá para los dos experimentos siendo muy útil para su uso.
OBJETIVOS
Determinar el calor específico del calorímetro, con los conceptos de calor ganado y perdido.
Aplicar conceptos de termoquímica para determinar capacidad calorífica de un cuerpo y el efecto térmico en una disolución y una reacción química exotérmica.
Conocer e interpretar correctamente el concepto de calor, así como sus principales formas de propagación.
Evaluar cada caso para determinar su importancia.
Página 4
EAP ING. METALURGICA UNMSM
PRINCIPIOS TEORICOS
Termoquímica La termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a P=cte, y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria.
Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas.
o
Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta.
o
Si las paredes del sistema son diatérmicas, la temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.
Página 5
EAP ING. METALURGICA UNMSM
Calorimetría Mide el calor de las reacciones químicas o de los cambios físicos. El instrumento utilizado en calorimetría se denomina calorímetro. La palabra calorimetría deriva del latino "calor".
Calor Específico Es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). En general, el valor del calor específico depende de dicha temperatura inicial Se le representa con la letra
(minúscula).
Entalpia Es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno.
Energía Interna La energía interna se define como la energía asociada con el movimiento aleatorio y desordenado de las moléculas. Está en una escala separada de la energía macroscópica ordenada, que se asocia con los objetos en movimiento. Se refiere a la energía microscópica invisible de la escala atómica y molecular.
Ecuaciones Termoquímicas El calor asociado por un proceso depende no solo de si el cambio se efectúa a volumen o presión constante, sino también de cantidades de sustancias consideradas consideradas, su estado físico y presion.La cantidad de calor obtenida en una reacción depende de la cantidad de sustancia que interviene en ella.
2H2 + O2
2H2O
ΔH = -68.32 Kcal
Página 6
EAP ING. METALURGICA UNMSM
DESARROLLO EXPERIMENTAL 1. CAPACIDAD CALORÍFICA DE UN CALORÍMETRO
T1
= 20°C
T2
= 61°C
Te
= 39°C
Vol
= 100ml
M
= 100gr
Si sabemos que: Q 1 = masa H2O (caliente) x Ce x (T2 – Te) Q 2 = masa H2O (frío) x Ce x (Te – T1) Q 3 = C x (Te – T1) Se determina la Capacidad calorífica (Cc) del calorímetro. 1cal
Q 1 = 100 gr
g º C
(61ºC – 39ºC)
Q 1 = 2200cal Q 2 = 100 gr
1cal
g º C
(39ºC – 20ºC)
Q 2 = 1900 cal Si Q 1 = Q 2 + Q 3
Q 3 = Q 1 + Q 2
Q 3 = 300cal Sabiendo que: Q 3 = C x (Te – T1) 300 cal = C x (39ºC – 20ºC) La capacidad calorífica del calorímetro es: Cc= 15.79 cal/ºC
Página 7
EAP ING. METALURGICA UNMSM
2. CALOR DE DISOLUCIÓN
Masa de agua desionizada = 200gr Peso del Papel = 1.7gr Peso (papel + NaOH) = 5.7gr Sin agregar T1 = 20°C 1 – Te = 23°C 2 – Te = 24°C 3 – Te = 25°C A este último se le Calor de Disolución = Calor ganado por el agua + Calor ganado calorímetro
(Q D)
= (Q 1) + (Q 2)
(Q 1) = masa de agua fría x Ce x (Te - T1) (Q 2) = C x (Te - T1) Por lo tanto: Q D = 200 gr x
1cal
g º C
x (25 - 20)°C + (15.79 cal/ºC)x( 25 -20 )°C
Q Disolución (Q D) = 1078.95 cal Donde el calor de disolución experimental es: Q Disolución (Q D) = 1.079 kcal Según el manual de laboratorio de Fisicoquímica el calor de disolución es 1.011 kcal
Página 8
EAP ING. METALURGICA UNMSM
3. CALOR DE REACCIÓN
Peso del las virutas de Al = 0.35gr Vol. HCl (1M) = 20ml Vol HCL concentrado = 7ml 1. 2. 3. 4.
Te = 20°C T1 = 36°C T2 = 46°C T3 = 68°C
CALOR DE REACCION Q REACCIÔN = Q 1 + Q 2
Aproximadamente se medirá 7ml de solución concentrada, según lo hallado en el problema ubicado en los anexos.
Q R = -msolución Ce.( Tº4 - Tº1) + Cecalorímetro .( Tº4 - Tº1) Q R = 21.9 gr. cal/gºC (68ºC – 20ºC) + 15.79 cal/°C (68ºC - 20ºC) Q R =- 1809.12cal Donde el calor experimental obtenido que libera es: Q R = -1.809 Kcal
Página 9
EAP ING. METALURGICA UNMSM
CALCULO DE ERRORES
%E =
Valor Teórico – Valor práctico x 100 Valor Teórico
Para el calor de disolución:
%
Para la reacción:
Página 10
EAP ING. METALURGICA UNMSM
DISCUSIONES
De los resultados obtenidos en las siguientes medidas de calorimetría se puede decir que 36s resultados no son plenamente confiables puesto que un su capacidad de un calorímetro es variable. La capacidad calorífica del calorímetro resulto para este experimento Cc = 15.79 cal/°C. Luego con este valor se procedió a calcular los calores de disolución y reacción que resultaron un error de 6.72% y 9.63% frente a un valor teórico de -1.011 kcal y -1.650kcal Lo cual nos indica un error lejos de lo permisible, pudiéndose fundamentar en el procedimiento, como la rápida toma de temperatura, mal uso de la balanza, interacción del calorímetro con el medio por dejar la tapa abierta, etc.
Página 11
EAP ING. METALURGICA UNMSM
CONCLUSIONES
Primeramente se conoció las funciones de un calorímetro asi como su capacidad calorífica, utilizando el agua a diferente temperatura hasta llegar a su punto de equilibrio.
Según los procesos exotérmicos y endotérmicos se demostró que en un proceso exotérmico libera calor por su valor negativo, en consecuencia el proceso endotérmico será positivo ya que absorbe calor.
Se puede mencionar al mismo modo que en todo experimento siempre hay factores que afectan los resultados enormemente.
En la experimentación del calor de reacción se observo un proceso endotérmico debido a que absorbe calor de fuentes externas debido a la agitación del calorímetro.
RECOMENDACIONES
Mantener en adecuado funcionamiento los instrumentos y materiales
Leer adecuadamente el manual, antes de empezar a trabajar con el experimento.
Medir adecuadamente la temperatura, ya que varía constantemente según el medio en que estaba.
Tener precaución a la hora de preparar soluciones concentradas de HCl ya que esta sustancia es muy corrosiva al contacto y es toxica para el ser humano.
Al momento de verter los sólidos al calorímetro asegurarse de que no se pegue a los alrededores de la entrada ya que afectan los resultados considerablemente.
Página 12
EAP ING. METALURGICA UNMSM
BIBLIOGRAFIA
Raymond Chang – química general – 7 edición.
Gilbert W. Castellán - Fisicoquímica
Guía de laboratorio de Fisicoquímica
GASTON PONS MUZZO (1987) “Físico Química” : Editorial Bruño
Página 13
EAP ING. METALURGICA UNMSM
ANEXOS PROBLEMA:
Formar 20ml de HCl 4 M partiendo de una solución de 37.38% en peso de HCl. ¿Qué volumen de la solución concentrada se debe medir para preparar la solución medida? Solución: M = n/V
n = MxV = 4 x 0.02 = 0.08 moles
Xgr = 0.08 mol x 36.5 gr = 2.92 gr HCl 1 mol
Psol = Psolv / %Peso = 2.92 /37.38 = 7.81 gr. = 7.81 gr / 1.19gr/mL = 6.56 mL
%Peso = Psolv / Psolu V = m/D
Msolucion = 21.9 gr.
DETERMINACION CON DATOS TEORICOS
6HCl (l) + 2Al (s)
2AlCl3 + 3H2
ΔH = -253.82
Hallamos la cantidad de moles: La cantidad de moles iniciales de HCl son 0.08 La cantidad de moles iniciales de Al(s) son 0.013mol, 0.013mol Al x 2 mol ALCL3 / 6mol HCl = 0.039 moles de ALCL3 Entonces por relación de moles para hallar la entalpia se tiene
Página 14
ΔH =
-1.650kcal
