CALORIMETRIA Prof. Mario Ortega Núñez Calorímetro de poliestireno: El vaso de poliestireno es muy utilizado para soportar bebidas calientes (o frías) debido a que mantiene la temperatura del líquido. Este recipiente puede ser utilizado como un calorímetro en este experimento. Los calores experimentales obtenidos con este recipiente se aproximan muy bien a los valores reales. Por mas que impida que el calor absorbido o liberado en un proceso se transfiera a los alrededores, estos recipientes absorben cierta cantidad de ese calor. Es por ello que es necesario calibrarlos para saber cuánta cantidad de calor absorbe y descontarlo (o sumarlo) a la cantidad total de calor que se determina en el proceso. En este caso usaremos agua a diferentes temperaturas para calibrar nuestro calorímetro. Procedimiento: 1. Tome uno de los calorímetros (vaso 1) y coloque 50 mL de agua destilada a

temperatura ambiente. 2. Mida la temperatura del agua hasta que se estabilice. Nos vamos a referir a

este vaso como el que contiene “agua fría” 3. En el otro calorímetro (vaso 2) coloque 50 mL de agua a 60˚C

(aproximadamente). 4. Mida la temperatura en este vaso y nos referiremos como “agua caliente”. 5. Vierta el “agua caliente” (vaso 2) al calorímetro que contiene el “agua fría”

(vaso 1). 6. Tape rápidamente y agite suavemente con el termómetro. Espere a que se

estabilice la temperatura y anótela. 7. Calcule la capacidad calorífica del calorímetro (vaso 1)

Tabla 1 de resultados:

Temperatura de 50 mL de “agua fría”

Temperatura de 50 mL de “agua caliente”

Temperatura de la mezcla

ΔT para el “agua fría” Cálculo: ΔT = T (mezcla) – T (agua fría)

ΔT para el “agua caliente” Cálculo: ΔT = T (agua caliente) – T (mezcla)

Masa del agua fría Cálculo: magua = Vagua x densidad agua

Masa del agua caliente

Calor perdido por el agua caliente Cálculos: Q = magua caliente x ΔT x calor especifico

Calor ganado por el agua fría Cálculos: Q = magua fría x ΔT x calor especifico

Calor absorbido por el calorímetro (corresponde a la diferencia entre los calores perdidos y ganados por las muestras de agua)

Capacidad calorífica del calorímetro Cálculo: Calor absorbido por el calorímetro / ΔT agua fría

NOTA: densidad del agua 1.00 g/mL; Calor específico del agua = 4.18 J/g˚C

Calor de disolución: Cuando una sal es disuelta en un solvente apropiado, esta puede absorber o liberar cierta cantidad de calor a presión constante. Esto se conoce como entalpía de disolución (o entalpia de hidratación cuando es agua). Si se libera calor en la disolución de la sal, se dice que el proceso de disolución es exotérmico, pero si al contrario, al disolver la sal esta absorbe calor, se dice que es endotérmico. Este es el principio básico de algunos “hot packs” y “cold packs”. Procedimiento: 1. Tome el calorímetro calibrado (vaso 1) y vierta 20 mL de agua destilada. 2. Mida la temperatura del agua y anótela 3. Pese aproximadamente 3 g de la sal asignada y añádalo poco a poco al agua

en el calorímetro. 4. Con el termómetro agite la mezcla hasta que la sal se disuelva, tape el

calorímetro y mida la temperatura cuando se estabilice. 5. Calcule la entalpía de disolución de la sal asignada. Asuma que el calor

especifico de la solución resultante es 4.01 J/g˚C Tabla 2 de resultados

Temperatura de 20 mL de agua

Masa de 20 mL de agua

Masa de la sal

Moles de la sal

Masa de la solución

Temperatura final de la mezcla

ΔT de la solución

Calor absorbido o liberado por la mezcla

Calor absorbido o liberado por el calorímetro

Entalpía de disolución de la sal (kJ/mol)

Calor de neutralización La experiencia se realiza en un calorímetro (presión constante) y consiste fundamentalmente en medir el aumento de temperatura debido a la reacción de neutralización de una solución diluida de un acido fuerte con un volumen estequiométrico de una solución diluida de una base fuerte. Como las concentraciones de las soluciones son conocidas, también se puede calcular el número de moles de agua formados en la reacción de neutralización. A partir del aumento de temperatura observado, se puede calcular el calor desarrollado correspondiente a dichos moles de agua y también el correspondiente a 1 mol de agua. Procedimiento: 1. Mida 25 mL de HCl 1M en un cilindro graduado y viértalos en el calorímetro. 2. Mida la temperatura de la solución del ácido. La misma debe permanecer

constante hasta el momento de agregar la base. 3. Enjuague la probeta y mida 25 mL de NaOH 1 M. Vierta cuidadosamente esta

solución sobre el ácido y tape rápidamente el calorímetro. 4. Registrar la temperatura cuando se estabilice. 5. Calcule la entalpia de neutralización. Asuma que las densidades de las

soluciones de HCl y NaOH son 1.038 g/mL y que su calor específico es 4.184 J/g˚C

Tabla 3 de resultados

Temperatura de 25 mL de HCl

Temperatura de la mezcla

ΔT de la solución

Masa de la solución

Calor absorbido o liberado por el calorímetro

Calor de neutralización

Moles de agua formados

Entalpía de neutralización por mol de agua

PREGUNTAS DEL INFORME 1. Cuando observamos que la temperatura de un sistema aumenta, ¿porqué

decimos que el proceso es exotérmico? 2. ¿Cómo podemos deducir, a partir de los resultados obtenidos en el laboratorio,

que un proceso es endotérmico? 3. ¿Porqué se asume que las cantidades de calor determinadas en este

experimento son entalpías? 4. ¿Se puedo determinar (o cumplir) la ley de la conservación de la energía en

este experimento? Explique brevemente 5. La sal que se le asignó para este experimento, ¿puede ser usado como

material para un hot pack o cold pack? Explique brevemente

6. Muestre los cálculos de todas las entalpias calculadas en el experimento.