Calorimetria - Nota: 5,0 PDF

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CALORIMETRIA: DETERMINACION DE CALOR DE UN METALCALOR DE UNA REACCIÓN: CAMBIO DE ENTALPÍA PARA ALGUNASREACCIONES.Kevin AdechineLaboratorio Química General II, Universidad del Atlántico, Puerto Colombia.RESUMENEn el presente informe se realizaron dos experiencias de laboratorio, inicialmente con Calo...

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CALORIMETRIA: DETERMINACION DE CALOR DE UN METAL CALOR DE UNA REACCIÓN: CAMBIO DE ENTALPÍA PARA ALGUNAS REACCIONES. Kevin Adechine Laboratorio Química General II, Universidad del Atlántico, Puerto Colombia.

RESUMEN En el presente informe se realizaron dos experiencias de laboratorio, inicialmente con Calorimetría en el cual se quería determinar el calor especifico del Calorímetro y el metal, Este informe explica la importancia de saber construir un calorímetro, ya que así tomamos la temperatura inicial del agua fría y luego la temperatura del metal que se calienta, añadiéndolo al calorímetro hasta dejar reposar por 5 min y posteriormente agitándolo hasta tomar el aumento de la temperatura en intervalos de un 30 segundos para así obtener la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro y el calor específico de un metal. En la segunda parte la cual trata del cambio de Entalpia se determinó los cambios de entalpía a reacciones exotérmicas por medio de un calorímetro a presión constante en las cuales se midieron los cambios de temperatura que ocurrieron en 5 minutos a intervalos de 30seg.

Palabras clave: Calorímetro, temperatura, entalpía, reacción exotérmica, calor específico INTRODUCCIÓN En la primera experiencia desarrollada, se quiere dar a conocer la energía que se transfiere a otro cuerpo cuando entra en contacto mutuo debido a una diferencia de temperatura entre ellos. A esto se le llama calor y puede ser medido por un dispositivo llamado calorímetro. La calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir los cambios en las variables de estado con el propósito de medir el calor generado o perdido en un cuerpo. Este aparato llamado calorímetro consta de un termómetro que está en contacto con el medio que se está midiendo, en el cual se encuentran las sustancias que dan y reciben calor. Las paredes deben estar lo más aisladas posibles, ya que esto impide que el intercambio de calor con el exterior. La termoquímica se ocupa de los intercambios de calor que acompañan las reacciones pueden ser de dos tipos exotérmicas y endotérmicas. Un proceso endotérmico es aquel que tiene un incremento de entalpía (∆H positivo); es decir, la energía de los productos es mayor que la de los reactivos; y en un proceso exotérmico, la variación de la entalpía es negativa; es decir, cuando la suma de la entalpía de los productos es menor que la suma de la entalpía de los reactivos, se ha producido una disminución del contenido energético. En la segunda experiencia desarrollada, se realizaron reacciones químicas para determinar los cambios de entalpía, dichas reacciones fueron exotérmicas MARCO TEORICO

Calorimetría Cualquier cambio químico o físico implica un cambio en la energía. El calor es una forma de energía que se puede observar como un flujo de energía. El calor puede pasar espontáneamente a partir de un objeto a alta temperatura a un objeto con baja temperatura. Dos objetos en contacto a diferentes temperaturas, dando el tiempo suficiente, pueden alcanzar misma temperatura. El flujo de calor puede ser o bien dentro o fuera de un sistema en estudio. La cantidad de calor se puede medir en un dispositivo llamado calorímetro. Un calorímetro es un recipiente con paredes aisladas. El aislamiento impide un intercambio rápido de calor entre el

contenido del calorímetro y los alrededores. En un sistema cerrado, no hay ninguna pérdida o ganancia de calor. El cambio en la temperatura del contenido del calorímetro se usa para medir la magnitud del flujo de calor, un termómetro se incluye con el calorímetro. El calor específico de una sustancia se puede determinar en un calorímetro. El calor específico es una propiedad física intensiva de una sustancia y es la cantidad de calor (en calorías) necesario para elevar la temperatura de un gramo de la sustancia en un grado Celsius. El calor específico tiene las unidades de calorías por gramo por grado Celsius. El calor específico del agua es 1,00 cal / g °C; esto significa que se necesitaría una caloría para elevar la temperatura de un gramo de agua en 1 °C. Por el contrario, el hierro tiene un calor específico de 0,11 cal / g °C; sólo haría falta 0,11 calorías para elevar la temperatura de un gramo de hierro por 1 °C. Sólo mediante la comparación de estas dos sustancias, se puede ver que el agua es un líquido refrigerante conveniente y explica su uso en el motor de combustión interna de los automóviles. Una pequeña cantidad de agua es capaz de absorber una cantidad relativamente grande de calor, sin embargo, muestra sólo un modesto aumento de la temperatura. En general, cuando una masa dada de una sustancia se somete a un cambio de temperatura, la energía térmica requerida para que el cambio se da por la ecuación

Donde Q es el cambio en la energía de calor, m es la masa de la sustancia en gramos, Ce es el calor específico de la sustancia, y ΔT es el cambio en la temperatura (la diferencia entre las temperaturas inicial y final). El calor específico de un metal se puede encontrar con un calorímetro de agua. Esto puede hacerse fácilmente mediante el Principio de Conservación de la Energía: La energía ni se crea ni se destruye en cualquier proceso, pero puede ser transferida de una parte de un sistema a otro. Experimentalmente, la cantidad de calor absorbido por una masa conocida de agua se puede medir cuando una masa conocida de metal caliente se coloca en el agua. La temperatura del agua se elevará y la temperatura del metal descenderá. Usando la capacidad calorífica del agua, la cantidad de calor añadido al agua puede entonces calcularse. Calor perdido por el metal.=Calor ganado por el agua

Si se conoce el calor específico del metal, el peso atómico aproximado se puede determinar. Esto se puede hacer utilizando la relación entre el calor específico de objetos metálicos sólidos y sus pesos atómicos, observadas por Pierre Dulong y Alexis Petit en 1819; que se conoce como la ley de Dulong y Petit. Los cálculos suponen que no se pierde calor desde el calorímetro hacia los alrededores y que el calorímetro absorbe una cantidad insignificante de calor. Sin embargo, esto no es totalmente correcto. El calorímetro consiste de un contenedor, el agitador, y el termómetro. Los tres se calientan junto con el agua. Como resultado, el calorímetro absorbe el calor. Por lo tanto, se obtendrá la capacidad calorífica para el calorímetro experimentalmente, y el valor derivado aplica siempre que se utilice el calorímetro.

En este experimento, se debe representar la temperatura del agua en el calorímetro en función del tiempo. Puesto que las paredes del calorímetro y la cubierta no son aislantes perfectos, algo de calor se perderá al entorno. De hecho, cuando se añade el agua caliente (o el metal caliente) al agua más fría en el calorímetro, algo de calor se pierde antes de que se alcance la temperatura máxima. Con el fin de compensar esta pérdida, la temperatura máxima se obtiene por extrapolación de la curva como se muestra en la Figura 5.0

Figura 5.0 Máximo

Curva

para determinar T

Esto le da al aumento de temperatura máximo que se habría registrado si no hubiera existido la pérdida de calor a través de las paredes del calorímetro. Una vez Tmáx se encuentra, y ΔT se puede determinar. Calor de reacción En la mayoría de los procesos físicos y químicos de las sustancias hay intercambios energéticos entre ellas y los alrededores, los cuales se manifiestan en forma de calor liberado o absorbido. Los procesos donde ocurre liberación de calor, en donde el estado final tiene un contenido de energía menor que el inicial se dice que el proceso es exotérmico. H  = Hf - Hi  0 H  es negativo Por el contrario, si en el proceso ocurre una absorción de calor, el estado final tiene un contenido energético mayor que el inicial. En este caso el proceso es endotérmico H  = Hf - Hi  0 H  es positivo La unidad más utilizada en química para medir la energía calórica en la caloría. Esta es el calor que hay que proporcionarle a un gramo de agua para hacer que aumente su temperatura en un grado centígrado. Así si conocemos el peso de una cantidad de agua (o solución diluida) y su temperatura inicial, podemos fácilmente determinar qué cantidad de calor ganó o perdió el agua al aumentar su temperatura o disminuir en una cierta magnitud. Q = m Cp  T La entalpía a presión y volumen constante es igual al calor molar. H = Q/ n donde n = moles de la sustancia

OBJETIVOS     

Medir la capacidad calorífica del calorímetro. Medir el calor específico de un metal. Ilustrar como se manifiestan los cambios de entalpía en algunos procesos físicos y químicos. Determinar experimentalmente los cambios de entalpía para diferentes reacciones Demostrar la ley de Hess.

MATERIALES

Calorímetros de

Agitador de metal

CH3COOH 0,5M

Níquel

NaOH sólido

Vidrio de Reloj

Termómetro

Termómetros

Espátula

Agua destilada

NaOH 0,5M

Agitador

Pipeta volumétrica

Balanza

Auxiliar de pipeteo

Equipos de calentamiento

HCl 0,5M

Pipeta

Baker

Calorímetro

PROCEDIMIENTO

Procedimiento Calorimetría. A. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro 1. Con una pipeta volumétrica, colocamos 50,0 ml de agua en un vaso de precipitados limpio y seco; determinamos y registramos la masa. Calentamos el agua con un fuego lento hasta que la temperatura del agua alcance unos 70°C. Dejamos que el agua caliente en reposo durante unos minutos, revolviendo de vez en cuando durante este período de tiempo. Registramos rápidamente la temperatura lo más cercano a 0.2°C vertimos el agua completamente en el calorímetro que se ha montado y se ha alcanzado el equilibrio 2. Colocamos el conjunto de la tapa y agitamos suavemente el contenido. Observamos la temperatura durante 5 minutos. Y registramos la temperatura cada 30 segundos. Durante 5-min. Graficamos la temperatura como una función del tiempo, como se muestra en la figura. 3. Determinamos a partir de la curva la temperatura máxima por extrapolación y registramos esto. Determinamos ΔT. A partir de los datos, calculamos la capacidad calorífica del calorímetro. B. Determinación del calor especifico de un metal 1. Armamos el equipo de calentamiento 2. Con una pipeta volumétrica, colocamos 50,0 ml de agua fría en el calorímetro; registramos la masa. 3. Obtenemos una muestra de metal del instructor. 4. Colocamos el metal en el equipo de calentamiento, esperar hasta que llegue a su punto de ebullición.

5. Mientras que el metal se está calentando, evaluamos la temperatura del agua fría en el calorímetro durante 5 min; registramos la temperatura en la Hoja de Datos a intervalos de 1 min. 6. Después de 10 min. de calentar el metal, observamos y registramos la temperatura en la hoja de ebullición del agua en el vaso de precipitados lo más cercano 0.2 °C. 7. Todos los pasos deben realizarse rápidamente y con cuidado en este punto. Retiramos el tubo de ensayo del agua hirviendo; secamos el vidrio exterior con una toalla de papel; quitamos la tapa del calorímetro; añadimos el metal caliente al calorímetro. Tenga cuidado de no añadir agua a o que se pierde desde el calorímetro durante transferencia. 8. Registramos la temperatura del calorímetro en cuanto el aparato se ha vuelto a montar. Tenga en cuenta el momento en el que se determina la temperatura. agitamos el agua. Continuamos registrando la temperatura, cada 30 seg. para los siguientes 4 min. 9. Trazamos la temperatura como una función del tiempo, como se muestra en la Fig. 5.0 determinamos a partir de la curva la temperatura máxima; Determinamos ΔT. A partir de los datos, determinamos el calor específico y la masa atómica del metal.

Calor de reacción. Recuerde que antes de iniciar los experimentos el calorímetro debe estar calibrado A. Determinación del Calor de Disolución del NaOH 1. Medimos 50 mL de agua destilada que esté por debajo de la temperatura ambiente y la agregamos en el calorímetro, medimos la temperatura hasta lograr equilibrio térmico. 2. En una balanza de precisión pesamos aproximadamente 2,0 g de NaOH(s) y agregamos rápidamente en el calorímetro. 3. Agitamos suavemente con el termómetro y anotamos la mayor temperatura alcanzada, registramos la temperatura durante 5 min a intervalos de 1 min 4. Registramos en la hoja de reporte las observaciones

B. Determinación de Entalpia de Neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte

1. 2. 3. 4.

Medimos 25 mL de HCl 0,5 M y lo colocamos en el calorímetro. Medimos 25 mL de NaOH 0,5 M y lo colocamos en un vaso de precipitado. Medimos la temperatura de ambas soluciones. Vertimos la disolución de NaOH 0,5M en el calorímetro, cerramos el calorímetro y agitamos suavemente con el termómetro. 5. Anotamos la mayor temperatura alcanzada, registramos la temperatura durante 5 min a intervalos de 30 s

(Suponga que la densidad de la mezcla de reacción es aproximadamente 1 g/cm3 y que su calor específico se aproxima a 1 cal/g∙K)

C. Determinación de entalpia de Neutralización de un ácido débil por una base fuerte 1. Repetimos el procedimiento del apartado B, pero esta vez empleamos una disolución de CH3COOH 0,5 M

DATOS Y OBSERVACIONES Calorimetría A. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro Datos *50 ml agua *Ti H20: 28°c *Tf H20: 70°c *T equilibrio: 56°c

A. Determinación del calor especifico de un metal

Datos *50 ml agua Metal: níquel *Ti H2O: 28°c *Tf H2O: 98°c *T equilibrio: 31°c

OBSERVACION A: Al haber vertido el agua en el calorímetro se pudo ver un descenso en la temperatura hasta que alcanzo un equilibrio. OBSERVACION B: Al introducir el metal en el calorímetro ya con agua añadida se produjo un descenso en la temperatura hasta que se alcanzó un equilibro en un lapso de tiempo.

CALOR DE UNA REACCIÓN 1. Determinación del calor de disolución del NaOH Datos 50 ml agua 2 g NaOH T equilibrio: 37°c

2. Determinación de entalpia de neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte Datos 25 ml HCl 0.5 M 25 ml NaOH 0.5 M T NaOH: 28°C T HCl: 28°C T reacción: 30°C

3. Determinación de entalpia de neutralización de un ácido débil por una base fuerte Datos 25 ml CH3COOH 0.5M 25ml NaOH 0.5M T CH3COOH: 26°C T NaOH: 28°C T reacción: 30°c

OBSERVACION 1: Al combinar el NaOH con el Agua se obtuvo un aumento de temperatura. OBSERVACION 2: Al combinar el NaOH con el HCl se notó un aumento en la temperatura

empezando, luego fue descendiendo su temperatura hasta alcanzar su punto de equilibrio. OBSERVACION 3: En relación con las temperaturas de estos dos compuestos por separado se nota un aumento estático de la temperatura de la reacción.

Cálculo y resultado. Calorimetría 1. a. b. c. d. e. f.

Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro. Masa del agua caliente: 50 g Temperatura de agua caliente: 70°c Máxima temperatura de la gráfica: 66°c delta de T del agua caliente: 42°c calor perdido por el agua caliente: 2100 cal calor ganado por el calorímetro: -700°c

2. a. b. c. d. e. f.

Determinación del calor especifico de un metal masa del agua fría: 50 g temperatura del sistema equilibrado: 31°c temperatura del metal caliente: 98°c máxima temperatura de la gráfica: 32°c calor ganado por el calorimetro y el agua: 200 cal delta de T del metal: 67°c

Calor de reacción 1. determinación de entalpia de disolución del NaOH masa de NaOH: 2 g v agua: 25 ml T inicial del agua: 28°c T de la mezcla: T1: 29°c

T9: 37°C

T2: 32°C

T10: 37°C

T3: 34°C T4: 35°C T5: 36°C

T max obs: 37°c

T6: 37°C

T equi: 37°c

T7: 37°C

Moles NaOH: 0.05

T8: 37°C

2. determinación de entalpia de neutralización del HCl con NaOH V HCl 0.5 M: 25 ml

T2: 31°C

T10: 30°C

V NaOH 0.5 M: 25 ml

T3: 30.5°C

T max obs: 31°c

T HCl: 28°C

T4: 30.5°C

T equi: 30°c

T NaOH: 28°C

T5: 30.5°C

Moles de NaCl: 0.86

T inicial: 28°c

T6: 30.5°C

Temperatura de la mezcla

T7: 30.5°C

T1: 31°C

T8: 30°C T9: 30°C

3. Determinación de entalpia de neutralización del CH3COOH con NaOH V CH3COOH 0.5M: 25 ml V NaOH 0.5M: 25 ml T CH3COOH: 26°C T NaOH: 28°C T inicial: 27°c

Temperatura de la mezcla: T1: 30°C T2: 30°C T3: 30°C T4: 30°C T5: 30°C T6: 30°C T7: 30°C T8: 30°C T9: 30°C T10: 30°C T max obs: 30°c T equi: 30°c Moles CH3COONa: 0.61

ANALISIS Y DISCUSION Calorimetría. La capacidad calorífica es la propiedad que tienen los cuerpos para absorber energía en forma de calor, así, por ejemplo, si añadimos la misma cantidad de calor, durante la misma cantidad de tiempo a la misma masa de dos sustancias diferentes, al final del experimento observaremos que los cuerpos tendrán temperaturas diferentes debido a que uno de los dos posee mayor capacidad calorífica, es decir, tiene la “capacidad” de absorber más calor que el otro material. Capacidad calórica de un calorímetro Esta capacidad se calcula dividiendo la cantidad de calor que absorbe el calorímetro entre la variación de la temperatura. Esta variación es producto del calor que se emite en una reacción exotérmica, la cual es igual a: Cantidad de calor que absorbe el calorímetro + cantidad de calor que absorbe la disolución

Calor de reacción En un sistema termodinámico cerrado en el que tenga lugar una reacción:

aA + bB

cC + dD

Se produce una rotura de enlaces y formación de otros, por lo que habrá una variación de la energía interna del sistema. Se denomina calor de reacción a la cantidad de energía calorífica que el sistema ha de ceder o absorber para que la temperatura permanezca constante durante todo el proceso de la reacción química. Si el medio exterior recibe energía la reacción se denomina exotérmica y si el sistema absorbe energía se llama endotérmica. En las reacciones exotérmicas, se necesita menos calor para romper los enlaces del que se desprender al formar los nuevos, y en las reacciones endotérmicas, ocurre al contrario, se necesita más calor para romper los enlaces del que se desprende al formar los nuev De acuerdo con el criterio termodinámico de signos, para una reacción exotérmica, el calor de reacción será negativo y para una endotérmica será positivo.

CONCLUSIÓN Calorimetría Esta práctica fue muy laboriosa es importante precisar que cuando se le deja de aplicar calor al agua se debe de dejar que se estabilice la temperatura en el líquido al realizar esto obtendremos un valor diferente al que vamos a colocar en un principio también se pudo observar de manera práctica que el tema de la entropía porque al aplicar calor al agua obtenemos cierta cantidad de calorías o equivalencias y al pasar unos minutos podíamos observar que todo tiende al equilibrio térmico en este caso el agua comenzó a disminuir la cantidad de calor que tenía esto se debe a que el agua se de calor hacia el medio que lo rodea En este caso era el vaso el termómetro en el aire estas prácticas sirven de mucho porque se puede llevar a la práctica la teoría que se aprende en clases comprobar si es cierto lo que se aprende en una teoría o hay una variación en algunos casos la teoría se cumple al pie de la letra pero en otras ocasiones al llevar a cabo la teoría a la práctica se encuentra uno que hay muchas variaciones. Calor de reacción En la práctica se aprendió a determinar el calor de reacción a partir de los cambios de temperatura, a nivel experimental. Se utilizó el método calorimétrico, además de observarse de manera física los cambios en la temperatura de las reacciones, lo cual ayuda a reforzar la teoría, en cuanto a las reacciones exotérmicas. Cu...