Laboratorio de Química General II

GRUPO : MARTES : 1:00 – 5:00 SEMESTRE : 2015 II PROFESOR : Ing. Carlos Góngora Tovar

INFORME N°1

ABSORCIÓN DE CALOR Y ENERGÍA

INTEGRANTES:

14070025 Zumina Callapiña , César 14070094 Tolentino Altamirano , Kevin 14070007 Fajardo Vargas Machuca , Manuel Augusto

Ciudad universitaria, 01 de setiembre de 2015

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

(Universidad del Perú, decana de américa)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUIMICA

E.A.P QUÍMICA 0.71

Tabla de contenido

Resumen............................................................................................................................................3

Introducción.......................................................................................................................................4

Historia (discusión histórica)..............................................................................................................5

Fundamentos Teóricos.......................................................................................................................6

Detalles Experimentales.....................................................................................................................7

Materiales......................................................................................................................................7

Reactivos........................................................................................................................................7

Procedimiento Experimental..........................................................................................................7

Discusión de resultados....................................................................................................................12

Conclusiones....................................................................................................................................13

Recomendaciones............................................................................................................................13

Bibliografía.......................................................................................................................................14

Anexo (Apéndice).............................................................................................................................15

Resumen

En la experiencia realizada en clase se pudo observar la temperatura del agua y de las diferentes sustancias (ácidos) como son: ácido sulfúrico y el ácido acético, como también la del solido entregado por el profesor, en el caso de nuestro grupo el cobre. Estas mediciones se llevaron a cabo gracias a un termómetro y un calorímetro el cual en esta experiencia fue un vaso de precipitado.

Las mediciones que fueron tomadas por el grupo no solo fueron a condiciones ambientales sino también al variar la temperatura de la sustancia o cuerpo y al diluirla en el caso de la sustancias acidas, ya sea fuerte o débil. Todas estas mediciones nos permitieron hallar la constante de calorimetría, la concentración de la solución, el calor específico de las diferentes muestras usadas en el laboratorio y en cambio de energía como ΔH.

Introducción

El calor es parte de nuestra vida diaria, partiendo desde la temperatura de nuestro cuerpo, hasta los fenómenos de la naturaleza que suceden día a día. Por ello el estudiar sus reacciones, medición y estudio nos es muy importante.

Nuestro objetivo en el siguiente trabajo es explicar y dar a conocer algunos conceptos relacionados con el calor (su medición) y el cambio de energía como variación de la entalpía.

Historia (discusión histórica)

Según las teorías que iniciaron el estudio de la calorimetría, el calor era una especie de fluido muy sutil que se producía en las combustiones y pasaba de unos cuerpos a otros, pudiendo almacenarse en ellos en mayor o menor cantidad.

Posteriormente, se observó que, cuando se ejercía un trabajo mecánico sobre un cuerpo (al frotarlo o golpearlo, por ejemplo), aparecía calor; hecho que contradecía el principio de conservación de la energía, ya que desaparecía una energía en forma de trabajo mecánico, además de que se observaba la aparición de calor sin que hubiese habido combustión alguna.

Benjamín Thompson puso en evidencia este hecho cuando dirigía unos trabajos de barrenado de cañones observando que el agua de refrigeración de los taladros se calentaba durante el proceso. Para explicarlo, postuló la teoría de que el calor era una forma de energía.

Thompson no consiguió demostrar que hubiese conservación de energía en el proceso de transformación de trabajo en calor, debido a la imprecisión en los aparatos de medidas que usó.

Posteriormente, Prescott Joule logró demostrarlo experimentalmente, llegando a determinar la cantidad de calor que se obtiene por cada unidad de trabajo que se consume, que es de 0,239 calorías por cada julio de trabajo que se transforma íntegramente en calor.

Fundamentos Teóricos

El calor es una de las formas en las que se presenta la energía y la cantidad de energía (calor) transferida en un proceso se presenta frecuentemente en calorías o en julios.

Calor específico (c.e): Es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de un gramo de sustancia en un grado centígrado.

Capacidad calorífica (C): Es la cantidad de calor requerido para aumentar la temperatura de una cierta masa de sustancia en un grado centígrado. Teniendo en cuenta que el calor especifico del agua tiene un valor conocido de 1cal/g°c, la cantidad de calor absorbido por el agua en el calorímetro es fácilmente calculado. Sin embargo parte del calor es absorbido por el calorímetro por eso la capacidad calorífica de este debe determinarse experimentalmente

Calor de solución: Cuando un soluto se disuelve en un solvente hay energía absorbida o liberada, la cantidad efectiva por mol de soluto depende sobre todo de la concentración de la solución, es prácticamente constante cuando la solución es constante.

Calor de reacción: La cantidad de calor absorbida o desprendida durante una reacción química. Esto se da por la diferencia de entalpia de los productos y de los reactantes en una determinada temperatura y a presión constante. El calor de la reacción depende únicamente del estado inicial y final de proceso mas no del camino que ha recorrido.

Si se libera calor disminuye la entalpia y ΔH es negativa entonces la reacción será exotérmica pero si se absorbe calor la entalpia es positiva y ΔH es positiva en consecuencia la reacción será endotérmica.

El calor de la reacción depende solo del estado inicial y final sin importar las otras etapas de la reacción en otras palabras el camino de la reacción. Esta aplicación del principio de la termodinámica se llama LEY DE HESS.

La calorimetría es la medida del calor absorbido o liberado en las reacciones químicas y cambios físicos. El instrumento usado para medir el calor es el calorímetro este puede ser un vaso de poli estireno o un frasco termo. Este será ideal para medir con la ayuda del termómetro, la temperatura de sustancias concentradas o diluidas.

La cual nos da a conocer la siguiente igualdad:

Ganado = -Perdido

Detalles Experimentales

Materiales Vaso de precipitado de vidrio d 250mL. Probeta de 100mL. Un termómetro de 100 TC± 0,1 Pipeta de 10 y 5 mL Propipeta Pinza para vaso Fuente dé “ AL” con arena Muestra solida de AL,Fe,Pb y Cu Balanza digital eléctrica

Reactivos H₂SO₄ 18M(corrosivo) H₂SO₄ 0,25M NaOH 0,50M C H 3COOH concentrado (corrosivo)

C H 3COOH 0,25M

Procedimiento Experimental

A. Determinación de la constante del calorímetro k cal/grado

En un vaso de vidrio pyrex que de calorímetro agregar 100 g de agua potable. Tome la temperatura del agua T 1

Coloque 100 g de agua en un segundo vaso de vidrio pyrex de 250 mL y caliente hasta una temperatura entre 35 a 40 ℃ .Anote la temperatura T 2.

Inmediatamente enfriar el termómetro con abundante agua fría.

Vierta los 100 g de agua caliente en el calorímetro, agite con cuidado y anote la variación de temperatura cada 10 segundos. Anote la máxima temperatura que alcanza el sistema T m

Tomar en cuenta que :

Q ganado =Q perdido

Calor ganado: calor ganado por el calorímetro Calor ganado por H 2O del calorímetro

Calor perdido: calor perdido por el H 2O del vaso 2

De la expresión anterior se determina el valor de k cal/grado (o Joule/grado)

B. Calor especifico de un solido

1. coloque 100 g de agua en el calorímetro. Medir temperaturaT 12. pese 50 g de la muestra sólido y colóquelos en el vaso 2.3. calentar los perdigones en un baño de arena durante 10 minutos4. luego medir temperatura del solido T 2.5. introducir y sumergir la muestra sólida, con mucho cuidado, en el agua del calorímetro y cada 10 segundos anotar los cambios de temperatura.6. Medir la temperatura del sistema calorimétrico T m.

Q ganado =Q perdido

Calor perdido: calor perdido por la muestra sólida del vaso 2Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro Calor ganado por el H 2O del calorímetro.

C. Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos

1. Se examinará cuantitativamente los cambios de energía que acompañan los tres cambios químicos .Utilizara el mismo calorímetro de la parte “B” además asumirá que la solución diluida resultante de cada reacción es 1 g/mL y que el calor especifico de cada una de las soluciones formadas es de 1,0 cal/g℃.

2. Determine el cambio de energía por mol de H 2S O4(cc) cuando se añade 10mL de H 2S O4 18 M y 100 mL de agua destilada al calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este cambio de energía como ΔH 1.

3. Determine el cambio de energía por mol de CH 3COOH (cc) cuando se añade 10 ml De CH 3COOH (cc) 17 M a 100 mL de agua destilada al calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este cambio de energía como ΔH 2.

A) Determinación de la constante del calorímetro k cal/grado

Resultados Cálculo DE “K”

T 1 H 2

O21℃ -Calor perdido = calor ganado calor ganado H 2O

H 2O(vaso 2) calorímetro calorímetro

-mH 2O.CeH 2O.(T mT 2) = K.(T mT 1) m H 2O.Ce H 2O (T mT 1)

-100g. 1 calg .℃

. (31,942) ℃ = k. (31’921,9) 100. 1 calg .℃

.(31’921,9)

℃1010 cal = k.10 100 cal .10

1cal.℃

=k

T 2 H 2

O42℃

T mH 2O 31,9℃

Luego la constante de calorimetría *k* es 1cal.℃

Observación:

El agua potable lo calentamos a 42℃.

Al mezclar el agua potable y el agua del calorímetro obtuvimos temperatura máxima(T m)

B) Determinación del calor especifico de un sólido.

Datos Resultados Calculo de Ce del solido Cu

mCu=55,66gC e(cu)=0.09305cal.℃

teórica

K=1cal.℃

m H 2O=100g

T 1=¿21,6℃T 2=¿47,3℃T m=22,8℃

- Q perdido=Qganado

msC e(cu).(T mT 2) = K.(T mT 1) m H 2O.Ce H 2O (T mT 1)

55,66g.C e ( cu )(22,847,3)℃= 1cal.℃

. (22,821,6)℃ + 100g.1

cal.℃

. (22,821,6)℃

1363,67.C e ( cu )=121,2

C e ( cu )=0,0889cal.℃

experimental

Observación: T 1 obtenemos del agua en el calorímetro, T 2 obtenemos del solido calentado en un baño de arena durante 10 min y T m es la mescla del solido calentado con agua de calorímetro.

Calculamos % de error :

% deerror=Vteorico−Vexperimentalx 100%V experimental

% deerror=0.09305−0,08890,0889

x 100%=4, 66%

C) Estudio cuantitativos de la energía durante los cambios químicos.

Calor de solución

Con elH 2SO4(cc)

Datos Resultados Calculo Cambio de energía por mol

m H 2O=100g

18M H 2SO4

10mlH 2SO4

K=1cal.℃

18

mol10 x10−3LL

=180 x10−3moles

T 1=22,4 .℃T m=24 .℃

ΔH=−(k (T m−T1 )+m H 2O .CeH 2O (Tm−T1 )

n H 2SO 4

)

ΔH=

−(1cal.℃

(24−22,4 ) .℃+100 g .1 calg .℃

(24−22,4 )℃

180 x10−3moles H 2SO4

)

ΔH=−¿0,89k.cal/mol Observación: asumimos Ce H 2O≈Ce(sol) La temperatura T 1 obtenemos del calorímetro con agua y T m de la mezcla con H 2SO4

Con el CH 3COOH (cc)

Datos Resultados Calculo de cambio de energía del ácido acético glacial

17M CH 3COOH

10ml CH 3COOH

17molx

T 1=21,1 .℃T m=21,6 .℃

ΔH=−(k (T m−T1 )+mH 2O .CeH 2O (Tm−T1 )

nCH3COOH)

ΔH=

10x 10−3 LL

=170x 10−3mol−(1cal.℃

(21,6−20,7 ) .℃+100g .1 calg .℃

(21,6−20,7 )℃

170 x 10−3molesCH 3COOH)

ΔH=−¿0,53k.cal/mol

Calor de neutralización

Determinación el cambio de energía por mol de H 2SO4

Ecuación:

2NaOH+H 2SO4→Na2SO 4+2H 2O

Datos Resultados Calculo de cambio de energía de H 2SO4 por mol

50mLNaOH

50mLH 2SO4

(dil)

0,5MNaOH

0,25MH 2SO4

D=mV

=1

T 1=21,6℃H 2SO4

T m=24,7℃

0,25molL

x50x10−3L=

12,5x10−3mol

ΔH=−(k (T m−T1 )+msol .Ce sol (T m−T 1 )

nH 2SO)

ΔH=

−(1cal.℃

(24,7−21,6 )℃+100g .cal℃ .

(24,7−21,6 )℃

12,5 x10−3mol)

ΔH=−¿24,24kcal/mol

Determinación el cambio de energía por mol de CH 3COOH

Datos Resultados Calculo de cambio de energía de CH 3COOH por mol

50mLNaOH

50mLCH 3COOH

T 1=22,4℃CH 3COOH

T m=25,7℃

ΔH=−(k (T m−T1 )+msol .Ce sol (T m−T 1 )

nCH 3COOH)

0,5MNaOH

0,5MCH 3COOH

D=mV

=1

0,5molL

x50x10−3L=

25x10−3mol

ΔH=

−(1cal.℃

(25,7−22,4 )℃+100 g . cal℃ .

(25,7−224 )℃

25x 10−3mol)

ΔH=−¿333,3kcal/mol

Determinación el cambio de energía por mol de HCl

Datos Resultados Calculo de cambio de energía deHCl por mol

50mLNaOH

50mLHCl

0,5MNaOH

0,5MHCl

D=mV

=1

T 1=21,4℃HCl

T m=23,6℃

0,5molL

x50x10−3L=

25x10−3mol

ΔH=−(k (T m−T1 )+msol .Ce sol (T m−T 1 )

n HCl)

ΔH=

−(1cal.℃

(23,6−21,4 )℃+100 g . cal℃ .

(23,6−21,4 )℃

25x 10−3mol)

ΔH=−¿222,2kcal/mol

Discusión de resultados

A. Determinación de la constante de calorímetro (k)

En este experimento se halló dicha constante para de esa manera poder tomarla como referencia en las siguientes pruebas. El calorímetro fue un vaso precipitado de 100ml.

La constante del calorímetro resulto 1cal.℃

, ya que nuestra temperatura final fue 31.9

que estuvo fuera del rango que nos pedía la guía (35 – 40) °C, pero si estuviera dentro del rango el valor nos hubiera salido negativo así que decidimos calcularla a dicha temperatura para así obtener un valor positivo.

B. Determinación del calor específico de un sólidoEn esta prueba usamos como muestra el Cobre (Cu), el calor especifico resulto un valor aproximado al valor teórico pero no igual ,talvez sea porque el metal no es puro y tiene mezclas con algunos otros metales de poca cantidad, lo cual no nos permitió hallar el verdadero calor específico del Cobre.

C eteórico=0.09305JgK

C eexperimental=0.0889CalgK

En los dos casos, hay muy poca diferencia, lo cual nos permite afirmar que nuestro procedimiento fue bastante preciso, ya que calentamos el metal hasta 47,3°C que fue una temperatura media a la cual nosotros tomamos como necesaria

C. Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos.Calor de solución

H 2SO 4 (18M ) H 2O→

H 2S O4 (17.73M )

C H 3COOH (17M ) H 2O→

C H 3COOH (16.73 M )

En estas reacciones, el calor liberado por disolución es absorbido por el calorímetro y por la solución, que en mayor parte es el agua. Haciendo cálculos, el calor absorbido por la

solución (agua) es mucho mayor que la de absorción del calorímetro. La cantidad de calor liberado depende de la concentración inicial de la solución.

Conclusiones

La capacidad calorífica del calorímetro depende mucho de la temperatura del agua ya que estas presentan la misma temperatura al momento de realizar el experimento.

Las muestras de metales que se manejan en el laboratorio no son 100% puras, por lo que siempre existirá una diferencia entre el calor específico teórico y el calor específico experimental.

El calor de solución de un ácido fuerte ( H 2SO 4 (18M ) ) es mayor al calor de solución de un

ácido débil ( C H 3COOH (17M )).

Recomendaciones

Al momento de calentar con la cocina eléctrica el vaso precipitado, tener mucho cuidado al elevar la temperatura ya que podría causar una temperatura fuera de la guía y causar un C.e erróneo.

Cuando se calcula la temperatura del metal (Cu) calentándose, tocar la superficie de dicho metal para poder obtener una temperatura precisa del metal.

Al momento de agregar algún ácido concentrado en el interior del calorímetro utilizando la pipeta, es recomendable llevar el calorímetro al lugar donde se almacena el ácido (en este caso la campana del laboratorio) en vez de desplazar la pipeta con ácido hacia el calorímetro.

Bibliografía

Brown, Theodore - Química, la ciencia central - 11 Edición - Pearson - 2009 - Capítulo 5 - pág. 179 - 183.

Raymond Chang – Química - 10 Edición - Mc Graw Hill - 2010 - Capítulo 6 - pág. 245 – 252

Kenneth W.Whitten – Química - 8 Edición- CENGAGE Learning -2008 - Capítulo 15 - pág.551 - 556

Anexo (Apéndice)

1. Calcular el valor de la constante del calorímetro K (cal/grado).

2. Determinar el calor específico de la muestra sólida que indica el profesor. Determinar el % de error relativo.

Revisando un poco de teoría vemos que existen 2 tipos de %error una que es en exceso (positivo) y otra que es por defecto (negativo); en nuestro caso surgió lo segundo, obtuvimos un error por exceso.

3. Fundamente el resultado de la pregunta (2) y que consideraciones se debe tener en cuenta en la práctica si este % de error es muy alto.

Las consideraciones que intuimos como grupo fueron:

El calorímetro no se encuentra en un estado ideal, al realizar la experiencia, nosotros tomamos como calorímetro un vaso de precipitado, donde claramente pudimos observar que el calor podía liberarse a través de los alrededores del calorímetro, aumentando el % de error.

Otro factor que aumenta nuestro % de error, es el error de los instrumentos.

−Q perdido=Q ganado

−m .CeH 2O. (T 2−T m )=m.CeH 2O

. (T m−T 1 )+K (T m−T 1)

100g.1cal

g . ° C. (31.9 - 42)°C = 100g.1

calg . ° C

. (31.9 – 21.9)°C + K (31.9 –

21.9) °C1010 cal = 1000cal + 10K°C

−Q perdido=Q ganado

−mS .Ce(Cu) . (T m−T2 )=mH 2O.CeH 2O

. (T m−T1 )+K (T m−T1)

−¿55.66g.Cemetal. (22.8 – 47.3)°C = 100g.1cal

g . ° C. (22.8 – 21.6)°C + 18.18

cal°C

. (22.8 –

21.6)°CCe(Cu).1363.67 g°C = 121.2 cal

%Error=ValorTeórico−Valor experimental

Valor experimental

x100%

%Error = 0.0930−0.0889

0.0889x100%

%Error= 4.6%

DATOS:Valor Teórico:Ce(Cu) = 0.0930Valor Experimental:Ce(Cu) = 0.0889

Las barras de cobre no tienen 100% de pureza. Los instrumentos con los que se trabajó la experiencia a realizar, no han estado

debidamente calibrados.

4. Calcule la concentración de la solución diluida de H2SO4, tomada en el paso (2).

❑❑

5. Muestre por cálculo que la solución formada en las reacciones de neutralización del paso (3) es Na2SO4.

En el paso (3):DATOS:Mol H2SO4 (dil) =12.5x10-3molMol NaOH (ac) =25x10-3mol

*Se observa que no hay reactivo limitante, ni en exceso por tanto se observa que se reaccionó todos los reactantes en la reacción, por consiguiente tenemos:

DATOS:

M 1=18molL

V 1H 2 SO4=1,5mL

V 2H2 SO4=101,5mLM2 =?

M 1.V 1H 2SO4=M 2 .V 1H 2SO4

18molL

×1,5mL =M 2 x 101,5 .m L

0.26molL

=M 2.

H 2SO 4 (ac )+2NaO H (ac ) →Na2SO 4(ac)+2H 2O(l )

12.5x10-3molH2SO4 x

2molNaOH1mol H 2SO4

=25x10-3NaOH

25x10-3mol NaOH x

1mol H 2SO4

2molNaOH=12.5x10-3 H2SO4

12.5x10-3molH2SO4 x

1mol Na2SO 4

1mol H 2SO 4

=12.5x10-