calorimetria

LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL II

ÍNDICE

I. OBJETIVOS……………………………………………………….3

II. INTRODUCCION ………….....………………………………….4

III. MATERIAL Y REACTIVOS……………….……………………16

IV. REACCIONES……………………………….……………..…… 17

V. RECOMENDACIONES…………………………………………18

VI. CONCLUSIONES………………………………………………..19

VII. REFERENCIA BIBLIOGRAFICA………………………………20

LABORATORIO Q. GENERAL II Página 1

LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL IIUNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO

Calorimetría Laboratorio de Química General II



I. OBJETIVOS

Comprobar experimentalmente que en cualquier proceso, ya sea químico o físico, siempre está involucrada la energía calorífica.

Evaluar el calor involucrado en los fenómenos químicos y físicos.

Determinar experimentalmente si dichos fenómenos físicos y químicos se dan en procesos endotérmicos o exotérmicos.

Representar adecuadamente las ecuaciones termoquímicas de las reacciones y procesos de dilución vistas en el laboratorio.

II. INTRODUCCION



El calor es una forma de energía, la temperatura de un sistema es una

propiedad del mismo que determina si que dará o no en equilibrio térmico

cuando se pone en contacto con cualquier otro sistema. Supóngase que

el sistema A, a temperatura superior a la de B, es puesto en contacto con

este. Una vez alcanzado el equilibrio térmico, se encuentra que A ha

experimentado una disminución y B un aumento de temperatura. De esta

manera decimos que entre dos cuerpos que se encuentran en estas

condiciones existe un flujo de energía, a la que llamamos calor. Entonces

tenemos que el calor es la energía trasferida entre dos sistemas y que está

exclusivamente relacionada con la diferencia de temperatura existente entre

ellos. Esta práctica trata de la calorimetría, por eso debemos saber que es

calorimetría. Una definición sencilla dice que la calorimetría se encarga de

medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un

calorímetro.

CALORIMETRIA



Al fluir calor hacia adentro o hacia afuera de un sistema, cambia la temperatura de

la sustancia. Mediante experimentos, podemos determinar el flujo de calor asociado a la

reacción química midiendo el cambio de temperatura que se produce. El medir el flujo de

calor se llama calorimetría; un aparato que mide flujo de calor es un calorímetro.

CALOR:

Es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como resultado de

una diferencia de temperatura. La energía, en forma de calor, pasa desde el cuerpo más

caliente (con una temperatura más alta) hasta el cuerpo mas frio (con una temperatura más

baja). A nivel molecular, las moléculas del cuerpo más caliente ceden energía cinética a

través de colisiones a las moléculas del cuerpo mas frio. La energía térmica se transfiere es

decir, el calor “fluye” hasta que se igualan los valores medios de las energías cinéticas

moleculares de los dos cuerpos, hasta que las temperaturas se igualen. El calor, como el

trabajo, describe la energía en tránsito entre un sistema y sus alrededores.

Es razonable esperar que la cantidad de energía calorífica, que hace falta para modificar la

temperatura de una sustancia depende de:

Cuanto deba cambiar la temperatura

La cantidad de sustancia

La naturaleza de la sustancia

La cantidad de calor necesaria para modificar un grado Celsius, la temperatura de un

gramo de gua fue llamada caloría (cal). La caloría es una unidad de energía pequeña y la

unidad kilocaloría (Kcal) ha sido también ampliamente utilizado.

1 cal = 4.184 J

Capacidad calorífica y calor específico



. El cambio de temperatura que un objeto experimenta cuando absorbe cierta

cantidad de energía está determinado por su capacidad calorífica. La capacidad calorífica

de un objeto es la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura en 1 K (o 1ºC).

Cuanto mayor es la capacidad calorífica de un cuerpo, más calor se necesita para producir

una elevación de temperatura dada.

En el caso de sustancias puras, la capacidad calorífica suele darse para cierta cantidad de

la sustancia. La capacidad calorífica de 1 mol de una sustancia se denomina capacidad

calorífica molar. La capacidad calorífica de 1 g de una sustancia es su capacidad calorífica

específica, o simplemente su calor específico. El calor específico de una sustancia se

puede determinar experimentalmente midiendo el cambio de temperatura, ΔT, que

experimenta una masa conocida, m, de la sustancia cuando gana o pierde una cantidad

específica de calor q:

Calor especifico =

Un cambio de temperatura en kelvin es igual en magnitud a un cambio de

temperatura en grados Celsius: ΔT en K = ΔT en ºC. Cuando la muestra gana calor

(q positivo), su temperatura aumenta (ΔT positivo).

Significado de calores específicos:



El calor específico del aluminio es relativamente alto comparando con el de los

otros metales, ayuda a explicar su utilización en productos diseñados para descongelar

rápidamente alimentos congelados.

El aluminio solo se enfría lentamente mientras transfiere calor al alimento congelado, que

descongela más rápidamente que cuando esta simplemente expuesto al aire. Debido a su

mayor complejidad a nivel molecular, los compuestos tienen generalmente más formas de

almacenar la energía interna que los elementos y tienden a tener valores de la capacidad

calorífica más altos. El agua, por ejemplo, tiene un calor especifico treinta veces mayor que

el plomo. Se necesita una cantidad mucho mayor de calor para, modificar la temperatura de

una muestra de agua que para una muestra de igual masa de un metal. Volviendo al

ejemplo de la descongelación de alimentos, se puede esperar una descongelación más

rápida d de un alimento congelado si está sumergido en agua a temperatura ambiente que

si esta solo o expuesto a aire a temperatura ambiente.

Una consecuencia medioambiental del alto valor del calor específico del agua es el efecto

de los lagos grandes en el clima local. Como un lago necesita mucho más tiempo para

calentarse en verano y para enfriarse en invierno que otros tipos de terreno, las

temperaturas son más frescas en verano y más cálidas en invierno en la orilla del lago que

en las zonas apartadas de él.

ENTALPIA:



Los cambios químicos pueden hacer que se desprenda o absorba calor También

pueden hacer que se efectúe trabajo, sea sobre el sistema o sobre el entorno.

No obstante, lo más común es que el único tipo de trabajo producido por un cambio

químico sea trabajo mecánico. Por lo regular efectuamos reacciones en el laboratorio a

presión constante (atmosférica). En estas circunstancias, se efectúa trabajo mecánico

cuando se produce o consume un gas en la reacción. Consideremos, por ejemplo, la

reacción de zinc metálico con disolución de ácido clorhídrico:

Zn(s) + 2H+ (ac) Zn2

+(ac) + H2(g)

Si efectuamos esta reacción en un vaso abierto dentro de una campana de laboratorio,

veremos el desprendimiento de hidrógeno gaseoso, pero probablemente será menos obvio

el hecho de que se está efectuando trabajo. No obstante, el gas que se está produciendo

debe expandirse contra la atmósfera existente. Es más fácil ver esto si la reacción se

efectúa en un recipiente cerrado a presión constante.

En este aparato, el pistón sube o baja para mantener una presión constante en el

recipiente de reacción. Si suponemos, por sencillez, que el pistón no tiene peso, la presión

en el aparato será la misma que afuera, la presión atmosférica normal. Al efectuarse la

reacción, se formará H2 gaseoso y el pistón subirá. Por tanto, el gas dentro del matraz está

efectuando trabajo sobre el entorno al levantar el pistón contra la fuerza de la presión

atmosférica que lo empuja hacia abajo. Este tipo de trabajo se denomina trabajo de

presión-volumen (o trabajo P-V). Si la presión es constante, como en nuestro ejemplo, el

trabajo presión-volumen está dado por

w = -P V

Donde ΔV es el cambio de volumen.

La función termodinámica llamada entalpía (de la palabra griega enthalpein, que significa

“calentar”) representa el flujo de calor en cambios químicos que se efectúan a presión

constante cuando no se efectúa más trabajo que el trabajo presión-volumen.

La entalpía, que denotamos con el símbolo H, es igual a la energía interna más el producto

de la presión y el volumen del sistema:



H = E + PV

La entalpía es una

función de estado

porque la energía

interna, la presión y

el volumen son

funciones de

estado.

Supongamos ahora que se efectúa un cambio a presión constante. Entonces

H = E + PV

En la mayor parte de las reacciones, la diferencia entre ΔH y ΔE es pequeña porque PΔV

es pequeño.

Si ΔH es positivo (es decir, si P es positivo), el sistema habrá ganado calor del entorno, o

sea que el proceso es endotérmico. Si ΔH es negativo, el sistema habrá liberado calor al

entorno, o sea que el proceso es exotérmico.



LEY DE HESS:

Dado que la entalpía es una función de estado, el cambio de entalpía, ΔH, asociado a

cualquier proceso químico depende sólo de la cantidad de materia que sufre el cambio y de

la naturaleza del estado inicial de los reactivos y el estado final de los productos. Esto

implica que, si cierta reacción se puede efectuar en un paso o en una serie de pasos, la

suma de los cambios de entalpía asociados a los pasos individuales debe ser igual al

cambio de entalpía asociado al proceso de un solo paso.

Por ejemplo, la combustión de metano gaseoso, CH4 (g), para formar CO2(g) y agua líquida

puede considerarse como un proceso de dos pasos: (1) la combustión de CH4(g) para

formar CO2 (g) y agua gaseosa, H2O(g), y (2) la condensación de agua gaseosa para formar

agua líquida, H2O(l). El cambio de entalpía para el proceso global no es sino la suma de los

cambios de entalpía de estos dos pasos:

CH4 (g) + 2O2 (g) --- CO2 (g) + 2H2O (g) ΔH = -802 kJ

2H2O (g) --- 2H2O (l) ΔH = -88 kJ

Sumando:

CH4 (g) + 2O2(g) + 2H2O(g) --- CO2(g) + 2H2O(l) + 2H2O(g)

La ecuación neta es:

CH4 (g) + 2O2(g) --CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -890 kJ

Para obtener la ecuación neta, la suma de los reactivos de las dos ecuaciones se coloca a

un lado de la flecha, y la suma de los productos, en el otro. Puesto que 2H 2O (g) está en



ambos miembros, se puede cancelar como una cantidad algebraica que aparece a

ambos lados de un signo de igual.

La ley de Hess dice que “si una reacción se efectúa en una serie de pasos, ΔH para la

reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía para los pasos individuales”. El

cambio total de entalpía para el proceso es independiente del número de pasos y de la

naturaleza específica del camino por el cual se lleva a cabo la reacción. Por tanto,

podemos calcular ΔH para cualquier proceso, en tanto encontremos una ruta para la cual

se conozca el ΔH de cada paso. Esto implica que podemos usar un número relativamente

pequeño de mediciones experimentales para calcular ΔH de un número enorme de

reacciones distintas.

La ley de Hess ofrece una forma útil de calcular cambios de energía que son difíciles de

medir directamente. Por ejemplo, no es posible medir directamente la entalpía de

combustión del carbono para formar monóxido de carbono. La combustión de 1 mol de

carbono con 0.5 mol de O2 produce no sólo CO sino también CO2, y queda algo de carbono

sin reaccionar. Sin embargo, el carbono sólido y el monóxido de carbono se pueden

quemar por completo en O2 para producir CO2.

Muchos datos experimentales se tabulan según el tipo de proceso. Por ejemplo,

existen tablas muy amplias de entalpías de vaporización (ΔH para convertir líquidos

en gases), entalpías de fusión (ΔH para fundir sólidos), entalpías de combustión (ΔH

para quemar una sustancia en oxígeno), etc.

CALOR DE FORMACION:

Un proceso de especial importancia que se emplea para tabular datos termoquímicos es la

formación de un compuesto a partir de los elementos que lo constituyen. El cambio de



entalpía asociado a este proceso se denomina entalpía de formación (o calor de

formación)

y se designa con ΔHf, donde el subíndice f indica que la sustancia se formó a partir de sus

elementos.

La magnitud de cualquier cambio de entalpía depende de las condiciones de temperatura,

presión y estado (gas, líquido, o sólido, forma cristalina) de los reactivos y productos. Para

poder comparar las entalpías de diferentes reacciones, es conveniente definir un conjunto

de condiciones, llamadas estado estándar, en el que se tabula la mayor parte de las

entalpías.

El estado estándar de una sustancia es su forma pura a presión atmosférica (1 atm) y la

temperatura de interés, que por lo regular se escoge como 298K (25ºC).

La entalpía estándar de formación de un compuesto, ΔHf°, es el cambio de entalpía de la

reacción que forma 1 mol del compuesto a partir de sus elementos, con todas las

sustancias en su estado estándar. Por lo regular informamos los valores de ΔHf°, a 298 K.

Si un elemento existe en más de una forma en las condiciones estándar, se usa la forma

más estable del elemento para la reacción de formación

El estado estándar de los elementos se refiere a su estado de agregación. Por convención,

la entalpía de cada elemento en su estado estándar es cero, o lo que es lo mismo, el calor

estándar de formación de dicho elemento vale cero. Por ejemplo, H2(g) , O2(g), N2(g), C(s,

grafito), Cl2(g) , F2(g) , Fe(s) , Ar(g) , Na(s) , He(g) , K(s) , etc.

Podemos descomponer cualquier reacción en reacciones de formación tal como hicimos

aquí. Al hacerlo, obtenemos el resultado general de que el calor estándar de reacción es la

suma de los calores estándar de formación de los productos menos los calores estándar de

formación de los reactivos:



ΔH°f = ΔnHf° (productos) – mΔHf° (reactivos)

CALOR DE COMBUSTION:

La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución

acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción de

neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de NaOH

puede ser representada por la siguiente ecuación:

HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)

El calor de reacción ΔHº 25°C puede calcularse a partir de los respectivos calores de

formación ΔHf°, a saber:

ΔHº f NaOH (ac) -112,236 kcal

ΔHº f HCl (ac) -40,023 kcal

ΔHº f NaCl (ac) -97,302 kcal

ΔHº f H2O (l) 683,17 kcal

Según la ecuación ΔH = H final - H inicial, el calor estándar de reacción para la ecuación

será:

ΔHº 25°C = [(-97,302) + (-68,317)] - [(-112,236) + (-40,023)] = -13,680 kcal

El símbolo (ac) empleado a continuación de la fórmula del soluto, representa por

convención, que la solución acuosa es lo suficientemente diluida como para que una

dilución adicional no produzca efectos térmicos; en consecuencia, por ejemplo, el calor de

la formación del NaOH (ac), ΔHºf = -112236 cal, será igual a la suma algebraica del calor

de formación de un mol de NaOH en infinitos moles de agua; esto es, el calor de la

disolución a dilución infinita.



HCl (ac) + LiOH (ac) → LiCl (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13680 cal

HNO3 (ac) + KOH (ac) → KNO3 (ac) + H2O ΔHº25°C = -13675 cal

½ H2SO4 (ac) + KOH (ac) → ½ K2SO4 (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13673 cal

Obsérvese que el calor de neutralización de ácidos fuertes con bases fuertes en solución

diluida, es prácticamente constante cuando 1 mol de agua se forma en la reacción. La

explicación de este hecho reside en que tanto los ácidos como las bases fuertes y sus

sales derivadas están completamente disociadas en sus respectivos iones cuando se

hallan en solución acuosa suficientemente diluída. Desde este punto de vista, una solución

diluída de HCl consiste solamente en iones H+ y Cl- en solución acuosa; y similarmente,

una solución diluída de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa. Después de

la neutralización, la solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl-. La reacción (3)

puede ser interpretada como iónica de la siguiente manera:

Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) → Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l), o sea

cancelando los términos comunes:

OH- (ac) + H+ (ac) → H2O (l) ΔH 25°C = -13680 cal

En la neutralización de soluciones diluidas de ácidos débiles y bases débiles, el calor

desprendido es menor que 13680 cal. Por ejemplo, en la neutralización del ácido acético

(CH3COOH) con NaOH, el calor desarrollado es de sólo 13300 cal por mol de agua formado.

La diferencia de calor no desarrollado (13680-13300 = 0,380 cal), puede ser interpretada

como el calor requerido para completar la disociación del ácido acético en iones H+ y

CH3COO- a medida que la reacción de neutralización tiene lugar; Por cada ión H+

proveniente del CH3COOH que se neutralice con un ión OH-, más CH3COOH se ionizará en

H+ y CH3COO- hasta que la neutralización sea completa; esta ionización del CH3COOH,

requiere calor, que se obtiene a expensas del calor que se desarrolla en la unión de los

iones H+ y OH-.



CALOR DE EVAPORIZACION:

Cuando a una cierta cantidad de agua (u otro líquido) se le suministra calor, éste se invierte

inicialmente en aumentar la temperatura del agua. Dicho aumento de temperatura viene

determinado por el calor suministrado, la masa de agua, y la constante llamada calor

específico.

Pero si la temperatura alcanza el punto de ebullición del agua (Te=100ºC, dependiendo de

la presión, y por tanto de la altitud, local), el agua hierve (entra en ebullición) y se va

transformando en vapor con mayor o menor rapidez según la velocidad a la que se le esté

suministrando el calor. Mientras que dura la transformación de líquido a vapor (cambio de

fase), su temperatura permanece constante en Te, y la energía que se le suministra se

invierte en transformar el líquido en vapor.

Por tanto, el paso de la fase líquida a la fase vapor requiere de un aporte de energía. La

cantidad de energía Q necesaria para pasar una unidad de masa del estado líquido al

estado vapor se denomina calor latente de vaporización, y normalmente se denota por la

letra L. De esta manera, durante la ebullición, la masa m de agua evaporada al suministrar

una cantidad de calor Q vendrá dada por la expresión: Lm = Q



III. MATERIALES Y REACTIVOS

A) MATERIALES Tubos de ensayo Pipeta Gradilla Mechero de bunsen Pinzas Soporte Universal Termómetro

B) REACTIVOS

NaOH (ac)

NaOH(s)

HCl Trozos de Al(s)

H2SO4

NaCl(s)

Trozos de Mg(s)



IV. REACCIONES

Observación: El 1ml de NaOH 6M estuvo a 25°C y cuando echamos 1ml de HCl 6M la temperatura de la solución aumento a 31°C.

Observación: En el tubo teníamos partes pequeñas de Al sólido que estaban a 25°C, cuando echamos 2ml de NaOH 6M la temperatura aumento rápidamente a 39°C.

Observación: En el tubo teníamos 5ml de H2O a 25°C al verter 0.5ml de H2SO4 la temperatura aumento a 32°C.

NH4Cl + H2O -----> NH4+ + Cl-

Observaciones: En el tubo teníamos NH4CLa 25°C al verter 3 ml de H20 la temperatura descendio a 23

Observación: Al calentar el trozo de Mg este desprenderá una llama muy brillante de color verde claro, casi blanca.



V. RECOMENDACIONES

Tener cuidado al calentar el agua ya quepuede causar alguna quemadura.

Usar un termómetro con mayores grados (ya que puede reventar el mercurio de adentro).

Medir con precisión los gramos que se necesita.



VI. CONCLUSIONES

La ecuación calorimétrica sirve para determinar cantidad es de calor si se conoce la masa del cuerpo, su calor específico y la diferencia de temperatura, pero además permite definirla caloría como unidad de calor.

Aún cuando no sea posible determinar el contenido total de energía calorífica de un cuerpo, puede medirse la cantidad que se toma o se cede al ponerlo en contacto con otro a diferente temperatura. Esta cantidad de energía en tránsito de los cuerpos de mayor temperatura a los de menor temperatura es precisamente lo que se entiende en física por calor.

Una caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar en un grado centígrado (1 °C) la temperatura de un gramo de agua. Esta definición, que tiene su origen en la época en la que la teoría del calórico estaba en plena vigencia, se puede hacer más precisa si se considera el hecho de que el calor específico del agua varía con la temperatura. Si por convenio se toma el agua líquida como sustancia de referencia asignando a su calor específico un valor unidad,la caloría resulta de hacer uno el resto de las variables que intervienen en dicha ecuación.



VII. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS

http://www.fisicanet.com.ar/fisica/termodinamica/ ap01_calorimetria.php

Libro: Física de Sears Zemansky. Tercera edición

http://www.textoscientificos.com/fisica/calor/cantidades


http://www.fisicanet.com.ar/fisica/termodinamica/ap01_calorimetria.php

http://www.fisicanet.com.ar/fisica/termodinamica/ap01_calorimetria.php

calorimetria

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