informe 1 de quimica ii uni

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMM

INTRODUCCIÓN

La termodinámica es la parte de la física que trata de los fenómenos relacionados con la energía térmica y de las leyes que rigen su transformación en otro tipo de energía. La variación de energía térmica acumulada en un medio en un proceso de calentamiento o de enfriamiento se obtiene como el producto de la masa del medio, por su calor específico y por el salto térmico. Pero no toda la energía térmica almacenada en un medio es utilizable.Todos los procesos de aprovechamiento energético recurren en un momento al intercambio de energía térmica. La energía nuclear genera una energía cinética que se transforma en energía térmica. La energía eólica es consecuencia de las variaciones térmicas en la atmósfera.

En el presente informe está orientado a transmitir al lector un mayor conocimiento acerca de la Termodinámica, además de analizar y determinar a través de los datos experimentales la capacidad calorífica de un calorímetro, el calor de neutralización y disolución en una reacción.

Laboratorio N°6 de Química II Página 1



OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Dar a conocer la aplicación de los criterios termodinámicos relacionados con

los cambios térmicos que acompañan a las reacciones químicas, así como los

cambios de energía que experimentan los procesos físicos.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Determinar experimentalmente la capacidad calorífica de un calorímetro.

Calcular a partir de los datos experimentales recolectados en el laboratorio el

calor de neutralización de una reacción acido-base.

Calcular el calor de disolución de algunas sales utilizando un calorímetro.




FUNDAMENTO TEÓRICO

TERMODINÁMICA

La Termodinámica es la rama de la Física que estudia a nivel macroscópico las transformaciones de la energía, y cómo esta energía puede convertirse en trabajo (movimiento). El punto de partida de la mayor parte de consideraciones termodinámicas son las llamadas leyes o principios de la Termodinámica. En términos sencillos, estas leyes definen cómo tienen lugar las transformaciones de energía. Con el tiempo, han llegado a ser de las leyes más importantes de la ciencia.

SISTEMA TERMODINÁMICO

Un sistema termodinámico, también denominado sustancia de trabajo se define como la parte del universo objeto de estudio. Un sistema termodinámico puede ser una célula, una persona, el vapor de una máquina de vapor, la mezcla de gasolina y aire en un motor térmico, la atmósfera terrestre, etc.El sistema termodinámico puede estar separado del resto del universo (denominado alrededores del sistema) por paredes reales o imaginarias. En este último caso, el sistema objeto de estudio sería, por ejemplo, una parte de un sistema más grande. Las paredes que separan un sistema de sus alrededores pueden ser aislantes (llamadas paredes adiabáticas) o permitir el flujo de calor (diatérmicas).

CLASIFICACIÓNLos sistemas termodinámicos se clasifican según el grado de aislamiento que presentan con su entorno en:

Sistema aislado: Es aquel que no intercambia ni materia ni energía con su entorno, es decir se encuentra en equilibrio termodinámico. Un ejemplo de esta clase podría ser un gas encerrado en un recipiente de paredes rígidas lo suficientemente gruesas (paredes adiabáticas) como para considerar que los intercambios de energía calorífica3sean despreciables y que tampoco puede intercambiar energía en forma de trabajo.




Sistema cerrado: Es el que puede intercambiar energía pero no materia con el exterior. Multitud de sistemas se pueden englobar en esta clase. El mismo planeta Tierra puede considerarse un sistema cerrado.

Sistema abierto: En esta clase se incluyen la mayoría de sistemas que pueden observarse en la vida cotidiana. Ya que intercambia materia con el exterior, además, intercambia energía con el entorno.

Existen otros criterios para la clasificación de sistemas. La homogeneidad que pueda presentar un sistema es uno de ellos. De esta manera se habla de sistemas:

Homogéneos, si las propiedades macroscópicas de cualquier parte del sistema son iguales en cualquiera parte o porción del mismo. El estado de agregación en el que puede presentarse el sistema puede ser cualquiera.

Heterogéneos, cuando no ocurre lo anterior

EQUILIBRIO TERMODINÁMICO

En Termodinámica se dice que un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico cuando las variables intensivas que describen su estado no varían a lo largo del tiempo.Cuando un sistema no está aislado, el equilibrio termodinámico se define en relación con los alrededores del sistema. Para que un sistema esté en equilibrio, los valores de las variables que describen su estado deben tomar el mismo valor para el sistema y para sus alrededores. Cuando un sistema cerrado está en equilibrio, debe estar simultáneamente en equilibrio térmico y mecánico.




Equilibrio térmico: la temperatura del sistema es la misma que la de los alrededores. Equilibrio mecánico: la presión del sistema es la misma que la de los alrededores.

VARIABLES TERMODINÁMICAS

Las variables termodinámicas o variables de estado son las magnitudes que se emplean para describir el estado de un sistema termodinámico. Dependiendo de la naturaleza del sistema termodinámico objeto de estudio, pueden elegirse distintos conjuntos de variables termodinámicas para describirlo. En el caso de un gas, estas variables son:

Masa (m ó n): es la cantidad de sustancia que tiene el sistema. En el Sistema Internacional se expresa respectivamente en kilogramos (kg) o en número de moles (mol).

Volumen (V): es el espacio tridimensional que ocupa el sistema. En el Sistema Internacional se expresa en metros cúbicos (m3). Si bien el litro (l) no es una unidad del Sistema Internacional, es ampliamente utilizada. Su conversión a metros cúbicos es: 1 l = 10-3 m3.

Presión (p): Es la fuerza por unidad de área aplicada sobre un cuerpo en la dirección perpendicular a su superficie. En el Sistema Internacional se expresa en pascales (Pa). La atmósfera es una unidad de presión comúnmente utilizada. Su conversión a pascales es: 1 atm ≅ 105 Pa.

Temperatura (T ó t): A nivel microscópico la temperatura de un sistema está relacionada con la energía cinética que tienen las moléculas que lo constituyen. Macroscópicamente, la temperatura es una magnitud que determina el sentido en que se produce el flujo de calor cuando dos cuerpos se ponen en contacto. En el Sistema Internacional se mide en kelvin (K), aunque la escala Celsius se emplea con frecuencia. La conversión entre las dos escalas es: T (K) = t (ºC) + 273.

EL CALOR (Q)

Es la energía transferida de un sistema a otro (o de un sistema a sus alrededores) debido en general a una diferencia de temperatura entre ellos. El calor que absorbe o cede un sistema termodinámico depende normalmente del tipo de transformación que ha experimentado dicho sistema.



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMDos o más cuerpos en contacto que se encuentran a distinta temperatura alcanzan, pasado

un tiempo, el equilibrio térmico (misma temperatura). Este hecho se conoce como Principio Cero de la Termodinámica.

Un aspecto del calor que conviene resaltar es que los cuerpos no almacenan calor sino energía interna. El calor es por tanto la transferencia de parte de dicha energía interna de un sistema a otro, con la condición de que ambos estén a diferente temperatura. Sus unidades en el Sistema Internacional son los Joules (J)La expresión que relaciona la cantidad de calor que intercambia una masa m de una cierta sustancia con la variación de temperatura Δt que experimenta es:

donde c es el calor específico de la sustancia.

Calor Específico:

El calor específico (o capacidad calorífica específica) es la energía necesaria para elevar en un 1 grado la temperatura de 1 kg de masa. Sus unidades en el Sistema Internacional son J/kg K.

En general, el calor específico de una sustancia depende de la temperatura. Sin embargo, como esta dependencia no es muy grande, suele tratarse como una constante. En esta tabla se muestra el calor específico de los distintos elementos de la tabla periódica y en esta otra el calor específico de diferentes sustancias.

Capacidad Calorífica Molar

Cuando se trabaja con gases es bastante habitual expresar la cantidad de sustancia en términos del número de moles n. En este caso, el calor específico se denomina capacidad calorífica molar C. El calor intercambiado viene entonces dado por:

En el Sistema Internacional, las unidades de la capacidad calorífica molar son J/molK. Criterio de signos: A lo largo de estas páginas, el calor absorbido por un cuerpo será

positivo y el calor cedido negativo.




PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

Un sistema termodinámico puede intercambiar energía con su entorno en forma de trabajo y de calor, y acumula energía en forma de energía interna. La relación entre estas tres magnitudes viene dada por el principio de conservación de la energía.

Para establecer el principio de conservación de la energía retomamos la ecuación estudiada en la página dedicada al estudio de sistemas de partículas que relaciona el trabajo de las fuerzas externas (Wext) y la variación de energía propia (ΔU):

Nombramos igual a la energía propia que a la energía interna porque coinciden, ya que no estamos considerando la traslación del centro de masas del sistema (energía cinética orbital).Por otra parte, el trabajo de las fuerzas externas es el mismo que el realizado por el gas pero cambiado de signo: si el gas se expande realiza un trabajo (W) positivo, en contra de las fuerzas externas, que realizan un trabajo negativo; y a la inversa en el caso de una compresión. Además, ahora tenemos otra forma de suministrar energía a un sistema que es en forma de calor (Q).

Luego la expresión final queda:

Este enunciado del principio de conservación de la energía aplicado a sistemas termodinámicos se conoce como Primer Principio de la Termodinámica.

CALORÍMETRO




Es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos. Es decir, sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así como para medir las cantidades de calor que liberan o absorben los cuerpos.El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un envase cerrado y perfectamente aislado con agua, un dispositivo para agitar y un termómetro. Se coloca una fuente de calor en el calorímetro, se agita el agua hasta lograr el equilibrio, y el aumento de temperatura se comprueba con el termómetro. Si se conoce la capacidad calorífica del calorímetro (que también puede medirse utilizando una fuente corriente de calor), la cantidad de energía liberada puede calcularse fácilmente. Cuando la fuente de calor es un objeto caliente de temperatura conocida, el calor específico y el calor latente pueden ir midiéndose según se va enfriando el objeto.

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 nuevos.

Cálculo del Calor de Reacción

Primero debemos definir la reacción química de Formación: ésta es la reacción que produce un mol de la sustancia a partir de sus elementos en su forma más estable.

Por ejemplo, la reacción de formación del propano, C3H8 (g) se denota de la manera siguiente:



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMM3 C (grafito) + 4H2 (g) → C3H8 (g)

La entalpía de formación será el calor que se produce o que se necesita para formar un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable.

La entalpía estándar de formación, se denota de la manera siguiente:

Nos indica el calor de formación de los compuestos para condiciones estándares.Por convención los valores de la Entalpías estándar de formación a 298 K, para elementos en su forma más estable, se les asigna el valor de cero.

Para una reacción genérica:

a A + b B → c C + d D

Se puede calcular el Calor de Reacción a partir de las entalpías de formación, de las sustancias que conforman los productos y las que conforman los reactantes. El cálculo de la Entalpía de Formación estándar para la reacción genérica planteada, será:

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

El calor de neutralización es definido como el calor producido cuando un equivalente gramo de ácido es neutralizado por una base. El calor de neutralización tiene un valor aproximadamente constante, en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que es formada por la reacción:

En cada una de las reacciones anteriores se obtienen 13,7 kcal. Esta constancia en la entalpía de neutralización, se entiende fácilmente cuando se recuerda que los ácidos y bases fuertes y las sales, están completamente disociados en sus soluciones diluidas; y, en tal consecuencia el efecto químico común a todas estas neutralizaciones, que es sustancialmente el único cambio responsable para el efecto térmico observado, es la unión de los iones hidratados hidrógeno e hidroxilo para formar agua no ionizada.

CALOR DE DISOLUCIÓN

La entalpía de solución, entalpía de disolución o calor de disolución es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante.




El proceso de disolución puede verse, termodinámicamente, como si consistiera en tres etapas:

Ruptura de las atracciones soluto-soluto (endotérmica), por ejemplo la energía reticular en el caso de las sales.

Ruptura de las atracciones solvente-solvente (endotérmica), por ejemplo el enlace de hidrógeno en el agua.

Formación de atracciones solvente-soluto (exotérmica), en la solvatación.

El valor del cambio de entalpía global es la suma de los cambios de entalpía individuales de cada paso.

Cálculo del Calor de Disolución

La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa:

ΔHsoln = Hsoln – Hcomponentes

No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorímetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía, para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+).

PARTE EXPERIMENTAL

EQUIPOS Y MATERIALES:




Mechero Bunsen Vaso de Precipitado Probeta

Escobilla para lavar tubos de ensayo Pinzas para tubos de ensayo

Pizeta con agua destilada Termómetro Tubos de ensayo

EXPERIMENTO 1: DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD DEL CALORÍMETRO

PROCEDIMIENTO




Utilizar como calorímetro un Thermo, si no dispone de ello, preparar el calorímetro cubriendo un vaso de 150 ml en toda su superficie externa, con papel platinado de manera que la superficie platinada se vea hacia el interior del vaso. Luego, colocar el vaso preparado, dentro de un vaso de 250 ml cuyo fondo contenga una placa de tecnoporn como aislante. Debe disponerse con una tapa adecuada con dos orificios por el cual pasara un termómetro y un agitador alámbrico.

Medir exactamente 50 ml de agua destilada fría, verter al calorímetro, y anotar la temperatura (t1).

Llevar a otro vaso 55ml de agua hasta ebullición. Retirar el vaso del sistema de calentamiento. Verter el agua hervida al calorímetro inmediatamente, previa medida de su temperatura. Registrar esta temperatura como (t2).

Homogenizar el sistema agitando suavemente la mezcla y registrar su temperatura como (tm).

Determinar y registrar el volumen de agua caliente a t2

midiendo el volumen total de mezcla en una probeta, al cual debe restar los 50 ml de agua fría.

Para efectos de cálculo de la masa de agua, considerar la densidad del agua igual a 1.00gr/ml, por lo tanto el volumen de agua será igual a la masa de agua. Por otro lado asumir el calor especifico del agua (Ce) igual a 1 cal/gºC.

DATOS Y OBSERVACIONES

Los datos obtenidos en el laboratorio son los siguientes:

Agua destilada fría:




Agua destilada caliente:

Agua destilada mezclada:

CÁLCULOS

Q1+Q2+Q3=0

(m1 ) .Ce . (tm−t 1 )+(m2 ) .Ce . (tm−t 2 )+CCC(tm−t 1)=0

Q1 y Q2 representan el calor ganado por el agua por el agua fría y agua caliente respectivamente. Q2 corresponde al calor cedido por el agua caliente. m1 y m2 representan la masa en gramos de agua fría y agua caliente respectivamente. t1, t2 y

tm representan la temperatura del agua fría, agua caliente y el agua resultante de la mezcla, respectivamente en grados centígrados. Ccc es la capacidad calorífica del calorímetro en cal/ºC

De la ecuación:

(50 g ) . 1calg ºC

. (54 ºC−26 ºC )+ (55g ) . 1calg º C

. (54 ºC−96 ºC )+CCC (54 ºC−26 ºC )=0

CCC=¿32.5 cal/ºC

EXPERIMENTO 2: DETERMINACIÓN DEL CALOR ESPECÍFICO DE UN METAL


Temperatura (t1): 26ºC

Volumen 50 ml

Masa (m1) 50 g.

Temperatura (t2): 96ºC

Volumen 55 ml

Masa (m2) 55 g.

Temperatura (tm): 54ºC

Volumen 105 ml

Masa (mm) 105 g.



PROCEDIMIENTO Procedemos a medir 50 ml de agua destilada en el

calorímetro y anotar la temperatura, el cual nos da t 1= 27°C.

Pesamos 10 gramos de granalla de metal y lo ponemos en un tubo de prueba vacío de 20 x 150 mm. Colocar una tapa para evitar salpicaduras de agua dentro del tubo.

Colocamos el tubo de prueba que contiene dicho metal, dentro de un vaso que contiene agua de caño, y procedemos a calentar el agua del vaso a ebullición durante un tiempo de 5 a 11 minutos con el fin de que el metal dentro del tubo adquiera la temperatura del agua en ese instante medimos la temperatura del agua en el vaso hirviendo, el cual nos da t 2 = 98°.

Procedemos a transferir el metal al calorímetro, agitamos suavemente con el termómetro y registrar este dato como tm = 29,5°C.


t 1= 27°C ; v1 = 50 ml

t 2= 98°C ; m2 = 10 g tm= 29,5°C CCC=40 cal/°C

Donde:

Q1 y Q3 representan el calor ganado por el agua fría y el calorímetro respectivamente.

Q2 corresponde al calor cedido por el metal caliente.

m1 y m2 representan la masa en gramos de agua fría y masa en gramos del metal caliente en estudio, respectivamente.

t 1, t 2 y tm representan la temperatura del agua fría, temperatura del metal caliente y el agua resultante de la mezcla, repectivamente en grados centígrados.

CCCes la capacidad calorífica del calorímetro en cal/°C hallado en la primera experiencia.



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMCÁLCULOS

Q1+Q2+Q3=0

m1Ceagua (tm−t 1)+m2Cemetal ( tm−t2 )+CCC (tm−t 1 )=0 ;mh=V hρH 2O

V 1 ρH 2OCeH 2O (tm−t 1 )+m2Cemetal (tm−t 2)+CCC (tm−t 1 )=0

50ml x1gmlx1

calg℃

x (29,5−27 )℃+10gx Cemetal x (29,5−98 )℃+40cal℃

(29,5−27 )℃ = 0

Cemetal=0.328calg℃

(Calor específicodelmetal )

EXPERIMENTO 3: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

En el trabajo se propone medir el calor de neutralización del ácido clorhídrico con la solución de hidróxido de potasio (potasa cáustica). En la neutralización de los ácidos fuertes y bases, el calor de neutralización es casi igual. A medida que se diluyen los reactivos, el calor de neutralización se aproxima a una magnitud extrema que es igual a -13360 cal/mol a 20°C. Esta magnitud representa el calor de formación de las moléculas de agua a partir de los iones hidrógeno e hidroxilo.

H (ac)+¿ +OH (ac )

−¿ =H 2O(l )+QnQ n=−13.36Kcal /mol(1)¿¿



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMLa reacción de neutralización por ejemplo, de la solución del ácido clorhídrico con la

solución de hidróxido sódico puede escribirse:

HCl x(H 2O)+NaOH y (H 2O )=NaCl( x+ y ) (H 2O )+H 2O(l)+Qn(2)

Siendo Qn el calor de neutralización.

Donde x e y son los números de moles de agua por 1 mol de reactivo. Los calores de las reacciones (1) y (2) se distinguen entre sí en el calor de dilución de los reactivos.

|Q g|=|Q p|, siendo Q g= calor ganado y Q p= calor perdido, pero

Q g=∑Qdil+QcalorímetroQ g=mH 2O.Ce . (tm−t1 )+C cc . (tm−t 1 )

tm=¿Temperatura de la reacción ácido-base

tm=¿Temperatura inicial del HCl= Temperatura inicial del NaOH= Temperatura del calorímetro

Ce=¿1cal/g-°C

Se asume la masa total del agua como la suma de los volúmenes del HCl y el NaOH, dado que en la neutralización de se obtiene agua a pH=7.

Para 1 mol de agua, en el experimento el calor de neutralización será:

Qn=1mol H 2O(−Q g)/nH 2O

La estequiometria de reacción muestra que

nH 2O=nHCl=nNaOH=N °de≡ .de agua=(Normalidad xVolumen)ácido

PROCEDIMIENTO

Medir 50ml de solución de NaOH 0.2N y verter al calorímetro seco y limpio. Medir 20ml de HCl 0.8N y verter en otro vaso seco y limpio. Dejar en reposo ambas soluciones 1 o 2 minutos. Luego, Leer la temperatura de cada una de las soluciones con el mismo termómetro previo

lavado y secado en la medición. Si las temperaturas de las dos soluciones difieren más de 0.5°C, realice el ajuste de la temperatura del ácido enfriándolo lateralmente mediante un chorro de agua o calentándolo con sus manos.

Logrado el propósito (que no difiera más de 0.5°C), anotar la temperatura como t 1 y verter el ácido con el calorímetro y tapar rápidamente.



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMM Agitar la mezcla suavemente con el termómetro y anotar la temperatura cada 2s

hasta alcanzar un máximo antes de que empiece a descender. Anotar esta temperatura máxima como tm.

Registrar sus resultados en el siguiente cuadro:

Lectura de temperaturas

Tiempo 2s 4s 6s 8s 10s 12s 14s 16s 18s°C 27 27.5 29 30.5 31 31.5 31.5 31.5 31

Gráfica de Temperatura vs. Tiempo

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10242526272829303132

Temperatura vs Tiempo

Tiempo (s)

Tem

pera

tura

(°C)

t 1:27 ° Ctm:31.5 ° C

Para determinar tm de la experiencia N°3 se realiza mediante el gráfico en la cual la porción AB de la curva representa la variación de temperatura del calorímetro y su contenido (pudiendo ser esta agua fría, solución ácida o básica) se denota como t 1 a la temperatura antes que la reacción ocurra.

En un tiempo t inicia la reacción (puede ser una mezcla) siguiendo la curva el curso BCD. El tramo CD representa la marcha del enfriamiento. Si el calorímetro no tiene fuga de calor, la curva CD es casi paralela a la curva AB.

Con el fin de obtener el valor real de la temperatura máxima alcanzada durante la reacción, se traza una perpendicular BE en B, lo cual en E a la prolongación de CD a lo que da lo mismo extrapolar la curva CD hasta E.

La temperatura tm que corresponde al punto E viene a ser la temperatura perdida.

Luego para hallar Qn el calor de neutralización:



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMDatos:

t 1 = 27°C

tm = 31.5°C.

CC=40 cal/°C

CeH 2O = 1 cal/ g °C

mH2O=70ml = 70 g (50ml de NaOH 0.2 N+20 ml de HCl 0.8N)

|Q g| = |Q p|=CC x (tm−t 1 ) + mH2O xCeH 2O x (tm−t 1 )

|Q g| = |Q p|=¿ 28 cal/°C x (31.5−27 ) °C + 70 g x1cal / g°C x (31.5−27 )

|Q g| = |Q p|=¿441

Luego para 1 mol de agua, en el experimento el calor de neutralización será:

Qn = 1mol H 2Ox (−Q g)/¿ nH 2O

La estequiometría de reacción muestra que:

nH 2O= n (HCl )=n (NaOH )=N ° de≡ . deagua=(Normalidad xVolumen)(ácido)

nH 2O= n (HCl )=n (NaOH )=N ° de≡ . deagua=¿ (0.2 mol/L x 1L/1000 ml x 20 ml) = 0.004

Luego procedemos a hallar el calor de neutralización, mediante:

Qn = 1mol H 2Ox (−Q g)/¿ nH 2O

Qn = 1mol H 2Ox (−441)/¿ 0.004

Qn = -110.25 Kcal

EXPERIMENTO 4: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE DISOLUCIÓN INTEGRAL DE UNA SAL DURANTE LA FORMACIÓN DE SOLUCIÓN SATURADA

PROCEDIMIENTO Determinar la capacidad calorífica de un

calorímetro (siguiendo los pasos del experimento N°1)



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMM Medir 72ml de agua destilada y verter al calorímetro limpio y seco (a temperatura

ambiente) Leer la temperatura t1 a intervalos de 15 segundos hasta obtener 3 lecturas constantes

con una incertidumbre μ 0.01°C Introducir 1.07g de NH4Cl para obtener una

dilución de 200. Tapar el calorímetro y agitar vigorosamente la mezcla

Leer la temperatura cada 15 segundos, hasta obtener la lectura más baja.


Medición de la temperatura del agua en el Calorímetro

Segundos 0 15 30 45

Temperatura 28°C 28°C 28°C 28°C

28°C es la temperatura del agua en el Calorímetro (t1)

Medición de la temperatura de la solución en el Calorímetro

Segundos 0 15 30

Temperatura 28°C 27.7°C 27.3°C

27.3°C es la temperatura más baja(tm)

CÁLCULOSDeterminamos el calor de disolución de la sal ∆ H disolución según:

Q1 + Q2 + Q3 = 0

Siendo:Q1 el calor absorbido por la mezclaQ2 el calor de disolución ¿ disolución)Q3 el calor absorbido por el calorímetro



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMDatos

V H 2O=72mlM SAL=1.07 g tm=27.3 ° C t1=28° C

CeH 2O=1

calg°C

tm=Temperaturamás baja de la soluciónde NH 4Clresultante de lamezcla

t 1=Temperaturadel agua fría enel calorímetro

Calculamos Q1 y Q3 suponiendo el Ce de la sal igual al del H2O

Q1=(MH 2O+M SAL)(CeH 2O

)(tm−t1)

ρH 2O=MH 2O

V H 2O

=1gml→M H 2O

=(72ml )1 gml

=72g

Q1=(72g+1.07 g)(1 calg ° C

)(27.3 °C−28 °C )

Q1=−49.3cal

Q3=(C¿¿CC )( tm−t1)¿

La capacidad calorífica del calorímetro fue calculada en el experimento N°1

CCC=32.5cal°C

Q3=32.5cal°C

(27.3 °C−28 ° C)

Q3=−22.75cal

Q2=−(−49.3cal−22.75cal)

Q2=72.05cal

Para una dilución de 400


Q2=∆ H Disolución¿−(Q1+Q3)


Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMNecesitamos 400 moles de H2O por cada mol de NH4Cl

En 72ml de H2O hay 72 g de H2O

18g de H2O------------1mol de H2O

72g de H2O------------x

X = 4moles de H2O

Para cumplir con la dilución de 400 necesitamos 0.01 mol de NH4Cl

0.01mol=mNH 4Cl

PM NH 4Cl

→0.01mol (53.45 gmol )=mNH 4Cl

mNH 4Cl=0.5345g

Es la cantidad necesaria para preparar la dilución de 400

CUESTIONARIO1. Realice los cálculos de la capacidad calorífica del calorímetro.

Q1+Q2+Q3=0

(50 gr ) . 1calgr º C

. (54 ºC−26 ºC )+(55 gr ) . 1calgr º C

. (54 ºC−96 ºC )+CC (54 ºC−26 ºC )=0

CC=¿32.5 cal/ºC

2. Que métodos se aplica para determinar los pesos atómicos aproximados y ¿cuál de ellos es la que se recomienda más y en qué casos?

Se le denomina peso atómico o masa atómica. El peso atómico equivale exactamente a una doceava parte de la masa del núcleo del isotopo más abundante del carbono, el C12 .Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrogeno).



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMLas masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular como la medida

ponderada de las masas de los distintos isotopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada una de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en u de un elemento, y el número de nucleones que hay en el núcleo de su isotopo más común.

Pesoatomico=∑ P I A i

100=P1 A1+P2 A2+…

100

3. Explique en qué consiste el equivalente en agua de un calorímetro, y cuál sería la capacidad calorífica en Kcal/°K del calorímetro si se tienen un equivalente en agua de 50g

Cuando un líquido contenido en un calorímetro recibe calor (energía) la absorbe, pero también la absorben las paredes del calorímetro. Lo mismo sucede cuando pierde energía. El equivalente en agua de un calorímetro se entiende como la cantidad de agua que absorbe o cede la misma cantidad de calor que el calorímetro.

Ahora, en la pregunta se nos pide hallar la capacidad calorífica del calorímetro (C c) para ello utilizaremos el concepto de equivalente en agua.

Qagua=Qcalorímetro

CeH 2O.mH2O

.∆T=C c .∆T

1calg . ° K

.50g .Kcal

103cal=CC

CC=5. 10−2 Kcal° K

4. ¿Qué entiende por equivalente mecánico del calor, calor de formación; calor de combustión? explique en cada caso utilizando un ejemplo.

Equivalente mecánico del calor.- el concepto de equivalente mecánico del calor hace referencia a que el movimiento y el calor son mutuamente intercambiables, y que en todos los casos, una determinada cantidad de trabajo podría generar la misma cantidad de calor siempre que el trabajo hecho se convirtiese totalmente en energía calorífica. El equivalente mecánico del calor fue un concepto que tuvo un papel importante en el desarrollo y aceptación del



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMprincipio de la conservación de la energía y en el establecimiento de la ciencia de

la termodinámica en el siglo XIX.

Ejemplo: Experimento de Joule

En el experimento de Joule se determina el equivalente mecánico del calor, es decir, la relación entre la unidad de energía joule (julio) y la unidad de calor caloría. Mediante esta experiencia simulada, se pretende poner de manifiesto la gran cantidad de energía que es necesario transformar en calor para elevar apreciablemente la temperatura de un volumen pequeño de agua.

Descripción.

Un recipiente aislado térmicamente contiene una cierta cantidad de agua, con un termómetro para medir su temperatura, un eje con unas paletas que se ponen en movimiento por la acción de una pesa, tal como se muestra en la figura.

La versión original del experimento, consta de dos pesas iguales que cuelgan simétricamente del eje.

La pesa, que se mueve con velocidad prácticamente constante, pierde energía potencial. Como consecuencia, el agua agitada por las paletas se clienta debido a la fricción.

Si el bloque de masa M desciende una altura h, la energía potencial disminuye en Mgh, y ésta es la energía que se utiliza para calentar el agua (se

desprecian otras pérdidas).

Joule encontró que la disminución de energía potencial es proporcional al incremento de temperatura del agua. La constante de proporcionalidad (el calor específico de agua) es igual a 4.186 J/(g ºC). Por tanto, 4.186 J de energía mecánica aumentan la temperatura de 1g de agua en 1º C. Se define la caloría como 4.186 J sin referencia a la sustancia que se está calentando.


1cal= 4,186 J


Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMCalor de formación.- La entalpía de formación es un tipo concreto de entalpía de

reacción, que recibe el nombre de entalpía de formación estándar o entalpía normal de formación si la reacción se lleva a cabo a 25ºC y a 1 atm, que son las condiciones estándar en termoquímica. Así, la entalpía normal o estándar de formación (también llamada a veces calor normal de formación), se representa por ΔHo

f y es la variación de entalpía cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos en estado normal (esto es, en el estado de agregación y forma alotrópica más estable a la que dichos elemento se hallan en condiciones estándar).

Esta entalpía de formación podrá ser positiva, reacción endotérmica, o negativa, reacción exotérmica. Por ejemplo, es exotérmica la reacción de formación de peróxido de hidrógeno a partir de sus elementos, hidrógeno y oxígeno, en estado gaseoso, que es como se encuentran en condiciones estándar:

Mientras que la reacción de formación del eteno, C2H4, es endotérmica, es decir, absorbe calor cuando se produce:

Calor de combustión.- El calor de combustión es la energía liberada en forma de calor cuando un compuesto se somete a combustión completa con el oxígeno bajo condiciones estándar. La reacción química es típicamente un hidrocarburo reaccionar con el oxígeno para formar dióxido de carbono, agua y calor. Puede expresarse con las cantidades:

energía/mol de combustible energía/masa de combustible energía/volumen de combustible

El calor de combustión se mide convencionalmente con un calorímetro de bomba. También se puede calcular como la diferencia entre el calor de formación de los productos y reactivos.

5. Supóngase que se queman 2 kg de una determinada sustancia o compuesto que produce 11595 cal, lo cual eleva la temperatura del calorímetro y 450g de agua en 0.64°C. Entonces la capacidad calorífica y el equivalente de agua del calorímetro son:

I) Para determinar la capacidad calorífica (C c):

C e .magua .∆T+CC .∆T=Q

1calg . °C

.450 g .0.64 °C+CC .0 .64 °C=11595 cal




CC=17667.19cal° C

II) Para el equivalente en agua del calorímetro:

C c .∆T=meq .agua .∆T .C e

17667.19cal° C

=meq. agua.1calg . ° C

meq. agua=17667.19g

El calorímetro tiene un equivalente en agua igual a 17.667.19g.

6. ¿Cuál es la molaridad de la solución final en el calorímetro (experiencia N°3), y qué consideraciones debe tener presente para realizar sus cálculos?

Se tiene inicialmente 50ml de NaOH 0.2N y 20ml de HCl 0.8N, entonces se tiene 0.01 moles de NaOH y 0.016 moles de HCl. En esta reacción de neutralización, los moles del NaOH se consumen con la misma cantidad de moles de HCl, formando agua y sal ambos con la misma cantidad de moles, según la reacción:

NaOH+HCl→NaCl+H 2O

Finalmente,

Molaridad (M )=0.01mol70ml

.1000ml

1l

M=0.143M

Luego, las consideraciones a tomar son los errores que se pueden cometer durante el desarrollo del experimento, como que al momento de verter tanto el ácido como la base queden volúmenes mínimos de estos en el envase. Otra consideración a tomar es que estos realmente contengan la concentración dicha en el experimento. Si todo es correcto y no se comete errores, la molaridad debe coincidir con el cálculo realizado.

7. ¿Cuál es la cantidad de calor de neutralización producido en la experiencia N°3?

Este resultado fue hallado en el experimento N°3 y dio como respuesta

Qn=−110.25Kcal

8. Evaluar el error del valor adquirido del calor de neutralización respecto a 13360cal/mol

10. En que consiste una bomba calorimétrica. Explique



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMLa bomba calorimétrica es una herramienta para determinar el valor calorífico de

un combustible líquido o sólido; para los combustibles en forma gaseosa se recurre del calorímetro de Junkers.

El calor producido por la reacción de combustión del combustible en cuestión es absorbido por una masa de agua u otro líquido en el que se observa el aumento de la temperatura.

Se compone de un recipiente cilíndrico de alrededor de 500 cm 3, se cerró con un tapón de rosca, de la cual dos agujeros caen hacia el interior. En uno de estos agujeros se introduce una barra de hierro que sostiene un crisol de platino y un pequeño caracol de hierro. En el crisol se introduce combustible queremos saber el valor calorífico (generalmente 40 cm 3) y se introduce oxígeno bajo presión. La bomba se encuentra inmersa en un calorímetro lleno de agua, equipado con agitador y termómetro. Se pone el agitador en movimiento y, cuando el termómetro lee una temperatura constante, surge una diferencia de potencial entre las varillas de hierro que hace oxidar el espiral de hierro; de aquí se crea la combustión de nuestro material de prueba. El termómetro marca la temperatura, que se eleva bruscamente a un valor determinado, luego disminuyó lentamente. De esta manera es posible calcular el valor calorífico con la siguiente fórmula:

Donde T 2 y T 1 son, respectivamente, las temperaturas máximas y mínimas, P es la cantidad de agua introducida en el calorímetro, A es el equivalente en agua del calorímetro y p es la cantidad de combustible utilizado.

11. Explique algunos casos de disolución (lixiviación) de minerales que contiene oro, plata, cobre. Represente las ecuaciones de reacción para cada caso, considerando la disolución en medio acuoso (hidrólisis), en medio ácido (generalmente soluciones de ácido sulfúrico, ácido clorhídrico), y en medio alcalino (comúnmente soluciones de cianuro para la disolución del oro).

Lixiviación: La lixiviación es una técnica ampliamente utilizada en metalurgia extractiva que convierte los metales en sales solubles en medios acuosos. En comparación con las operaciones pirometalúrgicas, la lixiviación es más fácil de realizar y mucho menos dañina, ya que no se produce contaminación gaseosa.



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMLa cianuración del oro: también conocida como el proceso de cianuro o el proceso de

MacArthur-Forrest, es una técnica metalúrgica para la extracción de oro de mineral baja calidad, que busca convertir el oro (insoluble en agua) en aniones metálicos complejos de aurocianida, solubles en agua. Es el proceso más comúnmente utilizado para la extracción de oro. Debido a la naturaleza venenosa del cianuro, el proceso es muy controvertido y su uso está prohibido en varios países y territorios.

La reacción química se llama la ecuación de Elsner de la siguiente manera:

4 Au + 8 NaCN + O2 + 2 H2O → 4 Na [Au (CN)2] + 4 NaOH

Se trata de un proceso electroquímico en el que el oxígeno recoge electrones del oro en una zona catódica, los iones de oro, mientras son rápidamente acomplejados por el cianuro alrededor de la zona anódica para formar el complejo soluble tetracianoaurato (2- ).

RECOMENDACIONES

Las mediciones se deben hacer con precisión, tener cuidado a la hora de

pesar los reactivos y medir cuidadosamente el volumen en la probeta ya que

pequeños errores pueden llevar a un mal cálculo.

Al realizar las mediciones de las temperaturas debemos hacerlas rápida y

cuidadosamente ya que muchas de las reacciones ocurren instantáneamente

y el tiempo en el que varía la temperatura es muy corto.



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMM Es necesario utilizar una bata de laboratorio; la misma protege tu ropa y

tu piel del contacto con reactivos.

Usar guantes para cuando sea necesario tocar algún instrumento que se haya

expuesto a una llama.

Usar los lentes de protección en todo momento para evitar algún daño a la

vista.

No mezclar sustancias desconocidas, ya que muchas veces, sustancias

inofensivas producen reacciones violentas.

Prestar atención a las recomendaciones del

profesor

CONCLUSIONES GENERALES

El termómetro que se utilizó en el laboratorio no fue muy preciso, debido que no se pudo saber con exactitud la variación de las temperaturas a la hora de diluir las sustancias.

Se debe tener en cuenta que para medir la capacidad calorífica del calorímetro debemos ser muy precisos y exactos para que el margen de error sean relativamente mínimas.



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMM En este laboratorio nos ha sido posible comprender experimentalmente las leyes termodinámicas y entender más sobre los conceptos de capacidad calorífica, calor especifico, calor, etc.

Nos fue posible calcular la capacidad calorífica de un calorímetro. Se pudo calcular y comprobar el calor de una neutralización de un ácido –

base. Se pudo calcular el calor de una disolución de sales utilizando un

calorímetro. Pero lo más importante de este laboratorio es que nos ha ayudado a entender

como está presente la termodinámica en nuestra vida cotidiana, para así luego entender sus leyes y conceptos.

APLICACIONES Aplicaciones de DSC ( Differential Scanning Calorimetry)

Estudios de productos amiláceos: La calorimetría diferencial de barrido ha sido ampliamente utilizada como técnica de caracterización de almidones de diferentes orígenes, sometidos a distintos tratamientos. Biliaderis, Maurice, y Vose (1980), estudiaron la gelatinización de almidones de leguminosas (garbanzo, lenteja, fríjol, entre otros granos) utilizando DSC. Los termogramas característicos de dos transiciones endotérmicas aparecieron a contenidos de humedad entre 46-48% (p/p) en todas las leguminosas analizadas. Este estudio fue pionero en explicar el fenómeno de gelatinización del almidón



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMutilizando como ayuda las ecuaciones de los polímeros sintéticos en relación al efecto de

los plastificantes. Wang et al. (1991), caracterizaron las transiciones de fase del almidón de maíz céreo utilizando DSC y simulación por computador, este programa calculaba teóricamente la cantidad de agua necesaria para la transformación del almidón por fusión y gelatinización, basándose en la relación estequiometria agua/glucosa. Los experimentos realizados a contenidos de humedad entre 0 – 99 %, mostraron que el inicio de la aparición de una segunda endoterma por DSC se encuentra a un contenido de humedad alrededor de 60%, estos resultados son similares a los reportados para papa, arroz y maíz. Por consiguiente, para todos los almidones existe un nivel crítico de contenido de agua para que ocurra la gelatinización completa, se requiere la relación estequiometria de 14 moléculas de agua por molécula de glucosa, por debajo de este rango el almidón sufre transformación por gelatinización hasta un límite donde funde completamente.

Estabilidad de una muestra:

La utilización de la calorimetría diferencial de barrido para estudiar la estabilidad a la oxidación de muestras requiere, generalmente, una cámara de muestra hermética. Generalmente, tales ensayos se hacen isotérmicamente cambiando la atmósfera de la muestra. Primeramente, la muestra es sometida a la temperatura de ensayo deseada bajo una atmósfera inerte, usualmente nitrógeno. Después, se adiciona oxígeno al sistema. Cualquier oxidación que tenga lugar es observada como desviación de la línea base. Tales análisis pueden ser utilizados para determinar la estabilidad y las condiciones de almacenamiento óptimo de un compuesto.

Análisis morfológico de materiales:

La calorimetría de barrido diferencial puede ser utilizada para medir varias propiedades características de una muestra. Usando esta técnica es posible caracterizar procesos como la fusión y la cristalización así como temperaturas de transiciones vítreas (Tg). La DSC puede ser también utilizada para estudiar la oxidación, así como otras reacciones químicas. Las transiciones vítreas se presentan cuando se aumenta la temperatura de un sólido amorfo. Estas transiciones aparecen como una alteración (o peldaño) en la línea base de la señal DSC registrada. Esto es, debido a que la muestra experimenta un cambio en la capacidad calorífica sin que tenga lugar un cambio de fase formal.

A medida que la temperatura aumenta, un sólido amorfo se hará menos viscoso. En algún momento las moléculas pueden obtener suficiente libertad de movimiento para disponerse por sí mismas en una forma cristalina. Esto es conocido como temperatura de cristalización (Tc). Esta



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMtransición de sólido amorfo a sólido cristalino es un proceso exotérmico y da lugar a un

pico en la curva DSC. A medida que la temperatura aumenta, la muestra alcanza eventualmente su temperatura de fusión (Tm). El proceso de fusión resulta evidenciado por un pico endotérmico en la curva DSC.

Al igual, actualmente se usa en la caracterización de polímeros; es decir en la determinación de sus temperaturas de transición vítrea, puntos de fusión, calor específico y otras propiedades intrínsecas.

En los últimos años esta tecnología ha sido involucrada en el estudio de materiales metálicos. La caracterización de este tipo de materiales con DSC no es todavía fácil debido a la escasez de bibliografía al respecto. No obstante, es sabido que es posible utilizar DSC para encontrar temperaturas sólidos y liquidas de una aleación metálica, pero las aplicaciones más prometedoras son, por ahora, en el estudio de precipitaciones, zonas Guiner Preston, transiciones de fase, movimiento de dislocaciones, crecimiento de grano, etc.

Estudio de cristales líquidos:

La DSC puede también ser utilizada para el estudio de cristales líquidos. En tanto pueden ser definidos como transiciones entre sólidos y líquidos, también pueden ser considerados como un tercer estado, que exhibe propiedades de ambas fases. Éste líquido anisótropo es conocido como un líquido cristalino o un estado mesoformo. Utilizando la DSC, es posible caracterizar los pequeños cambios energéticos que acompañan a las transiciones desde un sólido a un cristal líquido y desde un cristal líquido a un líquido isótropo.

Industria farmacéutica:



Facultad de Ingeniería Geológica Minera y Metalúrgica - FIGMMLa DSC es de utilización frecuente en las industrias farmacéuticas y de polímeros. Para

químicos de polímeros, la DSC es una herramienta común para estudiar procesos de curado, que permite el ajuste fino de propiedades poliméricas. El entrecruzamiento (cross-linking) de moléculas poliméricas que tiene lugar en el proceso de curado es exotérmico y da lugar a un pico positivo en la curva DSC que usualmente aparece sucesivamente a la transición vítrea. En la industria farmacéutica es necesario disponer de fármacos y drogas bien caracterizados para definir parámetros de procesado y a efectos de dosificación clínica. Por ejemplo, si es necesario administrar un fármaco en forma amorfa, es deseable procesar el fármaco a temperaturas por debajo de aquella a la que la cristalización pueda presentarse.

Investigación alimentaria:

En investigación en alimentaria, la DSC se utiliza conjuntamente con otras técnicas térmicas analíticas para determinar la dinámica del agua. Cambios en la distribución del agua pueden ser correlacionados con cambios en la textura. De modo similar a lo que sucede en ciencia de materiales, también puede ser analizado el efecto del curado sobre los productos preparados. El registro de las curvas DSC encuentra también aplicación en la valoración de la pureza de fármacos y polímeros. Esto es posible debido a que el intervalo de temperaturas en que funde una mezcla de compuestos es dependiente de sus cantidades relativas. Este efecto es debido a un fenómeno conocido como depresión del punto de congelación, que se presenta cuando se adiciona a una solución un soluto extraño.

BIBLIOGRAFÍA

CHANG, Raymond. Química undécima edición, Editorial: Mc Graw-Hill.

Whitten, Gurley, Davis;Químicas General; Editorial Mc Graw Hill8ª edición

Brown, H.E. Le May Jr Química, la ciencia central Editorial Prentice Hall8ª edición




Páginas web vistas:

http://es.wikipedia.org/wiki/Calorimetr%C3%ADa_diferencial_de_barrido

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/joule/joule.htm

http://www.fullquimica.com/2012/01/peso-atomico-promedio-pa.html

http://es.wikipedia.org/wiki/Termodinámica


informe 1 de quimica ii uni

Documents