Calorimetría a presión constante PDF

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UNIVERSIDAD DEL CAUCA FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL INGENIERA AMBIENTAL PRACTICA 3: CALORIMETRIA A PRESION CONSTANTE Diana Carolina Camayo Calambas, Valentina Rosero Falla, Carlos Mesa España

RESUMEN En esta práctica, el objetivo principal fue determinar experimentalmente la capacidad calorífica de un calorímetro, para que, con ayuda de este, se lograra luego calcular el valor del calor de fusión del agua, de disolución de una sustancia pura que para este caso fue NaOH y finalmente el de una reacción de neutralización con NaOH 1M y HCl 1M. Se obtuvieron porcentajes de error bastante altos que son poco satisfactorios y en general puede considerarse la práctica como mala debido a los diferentes errores accidentales.

INTRODUCCION: En las reacciones químicas ocurren cambios de energía, los cuales son estudiados por medio de la rama de la química que aplica conceptos de termodinámica denominada termoquímica[1]. La termoquímica estudia las transferencias de calor asociadas a reacciones químicas, estas transferencias se reflejan en la liberación o absorción de calor, si dicha reacción libera calor se dice que es exotérmica pero si por el contrario esta absorbe calor se dice que es endotérmica[2]. Cuando dos cuerpos con diferentes temperaturas se ponen en contacto, alcanzan finalmente el equilibrio térmico a una temperatura intermedia común, y se dice que el calor ha pasado del cuerpo más caliente al más frio[3]. La cantidad de calor desprendido en una reacción se determina por medio de un instrumento llamado calorímetro, el cual es un sistema bien aislado por lo que no hay perdida de calor hacia los alrededores, la presión permanece constante y el proceso que ocurre en su interior es equivalente a un cambio de entalpia[1]. En esta práctica se pretende demostrar que la energía permanece constante puesto que esta no se crea ni se destruye, el calor de un

sistema tiene igual magnitud que el de sus alrededores, sin embargo, difieren en el signo ya que si uno lo gana otro lo pierde y viceversa, para esto se calculan los cambios de calor a partir de la relación que hay entre el calor específico y la capacidad calorífica de determinadas sustancias. DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS: En esta práctica, con ayuda de un calorímetro y un agitador, se pudo calcular la capacidad calorífica de un calorímetro y a partir de esta, el calor de fusión del agua, calor de disolución del NaOH y el calor de neutralización, partiendo de datos experimentales como fueron las respectivas masas pesadas, la temperatura ambiente, algunas temperaturas después de proporcionar calor y finalmente una temperatura en equilibrio, es decir, la temperatura donde la transferencia de calor terminaba. Los datos se muestran en las siguientes tablas: Tabla 1: Datos experimentales para la determinación la capacidad calorífica del calorímetro. Repetición

Masa

T.°

T°

1

60.4965 g

Inicial

Equilibrio

22°c

46°c

H 2O T° ambiente 61.3473 g

1

2

40.5808 g Hielo 40.4592 g

75°c 2

22°c

2°c

0°c 22°c

1°c

H 2O 22°c

40.8656 g Hielo

45°c

H 2O T° ambiente 60.7865 g

Equilibri o

H2O

H2O T° caliente 60.4756 g

40.2139 g

Inicial

0°c

Tabla 3: Datos experimentales para la determinación del calor de disolución.

75°c

H2O 3

T°caliente 61.2473 g

22°c

H 2O T° ambiente 60.3271 g

H2O

T. Equilibrio

41.6550 g agua destilada 0.9874 g NaOH solido

22°c

24°c

T°

T°

Masa

T° Inicial

T° Equilibrio

32.2140 g sln 1M NaOH 31.7915 g sln 1M HCl

22°c

23°c

Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro:

Q calorimetro +Q H O Amb . +Q H 2

2

O caliente

Q calorimetro =−( Q H OT Amb + Q H 2

2

=0

O caliente

)

C ∆ T =−[ ( ( m∗s∗∆ T )) H O T Amb +(m∗ s∗∆ T )H 2

m∗s∗(T Equilibrio −T inicial ) ¿ ¿ ¿ ¿ T Equilibrio −T inicial ¿ H O T Amb ¿ ¿ C=−¿ 2



Repetición 1:

22°c

Tabla 4: Datos experimentales para la determinación del calor de neutralización.

Tabla 2: Datos experimentales para la determinación del calor de fusión del agua. Masa

T. Inicial

75°c

T° caliente

Repetición

Masa 46°c

2

]

O caliente

22°c

[

]

cal cal ∗( 46 °c−22° c ) )+(61.3473 g∗1 ∗( 46 ° c−75 ° c )) − (60.4965 g∗1 g°c g° c /°c =13,6315 cal C= (46 ° c−22 °c ) 

Repetición 2:

45° c−22 ° c cal ( ) cal ∗ ¿ +( 60.7865 g∗1 ∗ ( 45 ° c−75 ° c )) 60.4756 g∗1 g° c g°c ¿ ¿ ¿ C=−¿ 

Repetición 3:

61.2473 g∗1

cal ∗(46 ° c−22° c) g°c ¿ ¿ ¿ ¿ ¿ C=−¿

Así, el promedio de las tres repeticiones es el valor que se trabaja en los cálculos y el de la capacidad calorífica experimental del calorímetro, teniendo este un valor de:

´x =14,6968 cal/° c Determinación del calor de fusión del agua:

Qfusion=

−(Qcalorimetro + Qagua + Qhielo ) m hielo

Qcalorimetro=C × ∆ T =14,6968 Qfusion= 

−(Qcalorimetro +(m × s × ∆T ) agua +(m × s × ∆T )hielo ) mhielo

Repetición 1:

352,7232 cal+(40,2130 g ×1

Qfusion=10,1269 cal / g 

cal × 24 ° c=352,7232 cal °c

Repetición 2:

cal cal ×(2 °c−22° c))+(40,5808 g × 0,5 ×(2° c −0 ° c )) g° c g°c ¿ −¿ Qfusion=¿

352,7232 cal+(40,4592 g ×1

cal cal ×(1 ° c −0 ° c )) ×(1° c −22 ° c ))+(40,8656 g × 0,5 g °c g° c ¿ −¿ Qfusion=¿

Qfusion=11,6599cal/¿

El promedio de estas dos repeticiones, da el valor final del de calor de fusión del agua, siendo este:

´ fusion=10,8934 cal / g Q -

Porcentaje de error:

¿ valor exp

¿

−valor teorico∨¿ valor teorico E %=¿

10,8934 cal 80 cal − ∨ ¿ g 80 cal g g E %=¿

E %=86,38 % Determinación del calor de disolución del NaOH:

mol NaOH =0.9874

g∗1 mol =0,02469 mol 39,997 g

Qcalorimetro=C∗∆ T =14,6968 Qdisolución= Qdisolución=

cal ×(24 ° c−22 °c )=29,3936 cal °c

−(Qcalorimetro + Qagua +QNaOH ) mol NaOH

−(Qcalorimetro +(m × s × ∆ T ) agua +(m × s × ∆ T ) NaOH ) mol NaOH

0,985 cal 1 cal × ( 24 ° C−22° C ×(24 ° C−22° C)) agua +(0,9874 g × −( 29,3936 cal +( 41,6550 g × g°C g°C Qdisolución= 0,02469mol Qdisolución=− 4643,53 cal/mol -

Porcentaje de error:

¿ valor exp

−valor teorico∨¿ valor teorico E %=¿

¿−

(

)

4643,53 cal −9940 cal ¿ − ∨ mol mol 9940 cal / mol E %=¿

E %=53,28 %

Determinar calor de neutralización:

Q neutralización =

−Q calorimetro +Q NaOH +Q HCl mol mol =mol NaOH + mol HCl

mol NaOH =0.03 L∗1 mol HCl =0.03 L∗1

mol =0.03 mol l

mol =0.03 mol l

mol =0.03 mol +0.03 mol =0.06 mol Q calorimetro =14,6968

cal ∗( 23 ° c−22° c )=14,6968 cal °c

cal cal ∗( 23 °c−22° c ) ∗( 23° c−22 ° c )+31.7915 g∗0.935 −14,6968 cal+32.2140 g∗0.935 g°c g° c Q neutralización = =−12 0.06 mol -

Porcentaje de error:

¿ valor exp

¿−

−valor teorico∨¿ valor teorico E %=¿

(

)

1242,36 cal −13432cal ¿ ∨ − 13432 cal / mol mol mol E %=¿

E %=90,72 %

ANALISIS DE RESULTADOS: “Cuando dos cuerpos con diferentes temperaturas se ponen en contacto, alcanzan finalmente el equilibrio térmico a una temperatura intermedia común, y se dice que

el calor ha pasado del cuerpo más caliente al más frío” [3]. Durante la práctica, se llevó a cabo esta hipótesis en la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro utilizado, donde el agua caliente a 75°C transfiere calor al agua a temperatura ambiente; debe tenerse

en cuenta que el calor que se pierde es igual al calor que se gana y en caso de que estos no sean iguales, es importante calcular la capacidad calorífica para el instrumento utilizado, ya que este valor nos dice la cantidad de calor que es absorbido por el mismo, siendo para este caso el calorímetro. Por tanto, para este procedimiento, el calorímetro siempre absorbió una cantidad de calor igual a 14,6968 cal/°c. En el cálculo de la determinación del calor de fusión del agua, se tuvo un valor muy bajo comparado con el teórico, por lo que el porcentaje de error fue bastante elevado. Al ser de signo positivo, se puede afirmar que pertenece a una reacción endotérmica, por lo que el calor fue absorbido por parte del hielo. Quizás, parte del error en este caso, fue que el hielo se dejó cierto tiempo a temperatura ambiente, ganando esta temperatura o que no se tapó bien el calorímetro, lo que hace que se pierda el sistema asilado. Para el calor de disolución del NaOH se obtuvo un valor de signo negativo que nos indica la presencia de una reacción exotérmica en la cual se desprende calor. El valor obtenido en este caso corresponde casi a la mitad del valor teórico, por lo que, el porcentaje de error para este caso, fue mucho menor. Se pueden considerar un error puntual como fue el no saber el momento preciso en el que el sólido se disolviera totalmente, por lo que fue necesario destapar el calorímetro, trayendo consigo la transferencia de calor desde la temperatura ambiente a la contenida en el calorímetro, reduciendo la temperatura total del

calorímetro y de la misma manera el calor en el mismo. En la determinación del calor de neutralización entre una base fuerte como el NaOH y un ácido fuerte como el HCl, se obtuvo el mayor porcentaje de error originado quizás por la pérdida de residuos al pasar de un recipiente a otro los reactivos y fallas en el aislamiento del calorímetro. Es una reacción exotérmica debido a que presenta un signo negativo.

CONCLUSIONES: 





Según los datos obtenidos en la práctica, podemos concluir que se logró determinar la capacidad calórica del instrumento trabajado, el calor de fusión, de neutralización y de disolución de manera poco favorable y no satisfactoria debido a los grandes porcentajes de error. A pesar de los altos porcentajes de error obtenidos, se pudo apreciar de manera efectiva la ganancia de calor en el procedimiento del calorímetro y el de la fusión del hielo, además del desprendimiento del mismo en los procedimientos de neutralización y disolución. Se logró diferenciar las reacciones en exotérmicas y endotérmicas, gracias al signo de su valor, relacionándolo un poco con lo que ocurrió en cada proceso entre la absorción o desprendimiento de calor presente en cada de uno de los procedimientos realizados en la práctica.

ANEXOS: 1. Una muestra de 25 ×102 mL de HCl 0,25M se mezcla con 25 ×102 mL de NaOH 0,25M en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de 253 J/°C .La temperatura inicial de las disoluciones es 23,75°C. Calcule el cambio de calor de la reacción de neutralización.

m HCl=( 2,5 ×10 ml) × 2

0,25 mol 36,450 g 1L × × =2,3 g HCl 1L 1000 ml 1 mol

n HCl=( 2,5 ×10 2 ml ) ×

1L 0,25 mol =0,0625 mol HCl × 1L 1000 ml

2 mNaOH =( 2,5 ×10 ml ) ×

0,25 mol 39,989 g 1L × × =2,5 g NaOH 1L 1000 ml 1 mol

2 n NaOH=( 2,5 × 10 ml ) ×

0,25 mol 1L × =0,0625 mol NaOH 1000ml 1L

∆ T =Tequivalencia −Tinicial=25,75 ° C−23,80° C=1,95 °C Qcalorimetro=C × ∆ T = Qneutralizacion=

253 J × 1,95° C=493,35 J °C

−(Qcalorimetro +QNaOH + QHCl ) mol NaOH +mol HCl

4.184 J 4.184 J −( 493,35 J +( 2,5 g ×0,935 cal/ g ° C × × × 1,95° C)+(2,3 g × 0,935 cal/g ° C × 1 cal 1 cal Qneutralizacion= 0,125 mol Qneutralizacion=− 4239,73 J /mol 2. Cuando se agrega hielo seco (CO2 solido) acetona en un termo, la temperatura de esta desciende hasta los -78°C. Explique porque ocurre este enfriamiento tan notable en la acetona. El dióxido de carbono en forma de hielo presenta una temperatura menor a la de la acetona. Ambos son moléculas apolares, por lo que se cumple que “lo semejante disuelve lo semejante”, es decir, lo polar disuelve lo polar o lo apolar disuelve apolar, siendo muy fácil para la acetona, disolver al dióxido de carbono. En el momento en el que este se empieza a disuelve, va absorbiendo la mayor energía que tiene la energía para llegar a ser un fluido y lograr la disolución completa y ahí mismo, la acetona baja su temperatura de manera drástica por perdida de energía en forma de calor. En este tipo de experimento, la acetona puede llegar a congelarse si se mezcla con suficiente dióxido de carbono que permita que esto se lleve a cabo.[4]

BIBLIOGRAFIA: [1]

N. Pinto and C. Ledezma, “Guia De Laboratorio Fisicoquimica.”

[2]

“Termoquímica.” [Online]. Available: https://www.uam.es/departamentos/cien cias/quimica/aimp/luis/Docencia/QB/Est e_curso/Presentaciones/3Termoquimica.pdf.

[3]

Ira N.Levine, “Calor,” in FISICOQUIMICA, 5ta ed., vol. 1, 2004.

[4]

“Química Orgánica y apuntes de Operaciones Unitarias II,” UMSA, La Paz-BOLIVAR....