Informe Nº1-Química General A2

PRÁCTICA Nº 1 Absorción de Calor y Energía Química

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RESUMEN La práctica número 1 se estudia el tema de la de la Termodinámica que trata los cambios de energía interna (∆U) y de entalpía (∆H) asociados a las reacciones químicas Comprende el estudio de la medida y cálculo del calor absorbido o liberado por las reacciones químicas. Toda reacción química tiene un calor de reacción asociado.

perdidoganado QQ −=

También trata sobre los conceptos fundamentales de: La capacidad calorífica (C) la cantidad de calor requerida incrementar la temperatura de una cierta masa de sustancia en grados centígrados, que se determino con ayuda del calorímetro (representado por un vaso de precipitado) punto especificado en la sección:

• 4.3.1.- Determinación de la constante del calorímetro K cal/grado. El calor específico (c.e.) cantidad de calor trasferida, que se determina con la constante (ya despejada en la sección antes mencionada)

En la sección: • Calor específico de un sólido. El sólido utilizado para este procedimiento es el Pb. Por último se cita en la sección: • Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos. En el cual se examinara

cuantitativamente los cambios de energía que acompañan los tres cambios químicos


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INTRODUCCIÓN

En el presente informe que lleva como título absorción de calor y energía, se conocerá los

conceptos sobre calor especifico, capacidad calorífica, calor de solución y calor de reacción de igual

manera se aprenderá experimentalmente en el laboratorio a calcular correctamente la determinación

de la constante del calorímetro K cal/grado, el calor especifico de un sólido y los cambios

cualitativos durante una reacción.

Los objetivos a cumplir son los siguientes:

• Determinar cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicos y físico.

• Determinar las capacidades caloríficas a presión constante atmosférica de sólidos y del

sistema calorimétrico.


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PRINCIPIOS TEÓRICOS

CALOR

El calor es la transferencia de energía entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un

mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde el cuerpo

de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia de calor

hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico.

La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación,

la conducción y la convección. La condición esencial para que exista calor es que de haber

diferencia temperaturas en 2 sustancias, es decir:

CALORIMETRIA

En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden con un

calorímetro, recipiente cerrado diseñado específicamente para este propósito. Es estudio de la

calorimetría, la medición de los cambios de calor, depende de la compresión de los conceptos de

calor específico y capacidad calorífica, por lo cual se consideran en primer término

CALOR ESPECÍFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA

El calor específico (Ce) de una sustancia es la cantidad de de calor que se requiere para

elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. Sus unidades son J/g·ºC. La

capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un

grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de sustancia. Sus unidades don J/ºC. El calor


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específico es una propiedad intensiva, en tanto que la capacidad calorífica es una propiedad

extensiva. La relación entre capacidad calorífica y calor específicos de una sustancia es

CemC ⋅=

Donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor específico del agua es 4.184

J/g·ºC, y la capacidad calorífica de 60.0 g de agua es

( )( ) CJCgJg /º251º/184.40.60 =⋅

Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la

temperatura de la muestra ( )t∆ indicará la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en un

proceso en particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de calor están dadas por

tCemq ∆⋅⋅=

tCq ∆⋅=

Donde t∆ es el cambio de temperatura:

inicialfinal ttt −=∆

El convenio par que el signo de q es igual que para el cambio de entalpía; q es positiva para procesos

endotérmicos, y negativo para procesos exotérmicos.

CALOR DE REACCIÓN

La cantidad de calor absorbida o desprendida mediante una reacción química. Esto se debe a

la diferencia entre las entalpías de los productos y de los reactantes a una temperatura definida y a

presión constante. El calor de reacción depende solo de los estados inicial y final del proceso, más

no del camino que ha seguido la reacción.

Si se desprende calor disminuye la entalpía y H∆ es negativo, la reacción se denomina

exotérmica. En una reacción endotérmica se absorbe calor y se eleva la entalpía del sistema. El calor

de reacción se expresa para una unidad estequiométricas y depende de la cantidad de sustancia. Los

calores de reacción o variaciones de entalpía son aditivos, esta aditividad, es una definición del

primer principio de la termodinámica. El calor de reacción depende solo del estado inicial y final y


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no del camino que ha seguido la reacción. Esta aplicación del principio de la termodinámica se llama

LEY DE HESS.

CALOR DE SOLUCIÓN

En la gran mayoría de los casos la disolución de un soluto en un solvente produce cambios de

calor que pueden medirse. A presión constante, el cambio de calor es igual al cambio de entalpía. El

calor de solución, o entalpía de solución lnsoH∆ es el calor generado o absorbido cuando cierta

cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de solvente. La cantidad lnsoH∆ representa la

diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los componentes originales (es

decir, soluto y disolvente) antes de mezclarse. Así

scomponentesoso HHH −∆=∆ lnln

No es posible medir lnsoH ni scomponenteH pero en un calorímetro a presión constante se puede

determinar rápidamente su diferencia, lnsoH∆ .Al igual que otros cambios de entalpía, lnsoH∆ es

positivo para procesos endotérmicos (que absorben calor), y negativo para procesos exotérmicos

(que generan calor).

Considere el calor de solución de un proceso donde el soluto es un compuesto iónico y el

solvente es el agua. Por ejemplo, ¿qué sucede cuando el NaCl sólido se disuelve en agua? En el

NaCl sólido, los iones +Na y −Cl están fuertemente unidos por fuerzas positivas y negativas

(electrostáticas); pero cuando un pequeño cristal de NaCl se disuelve en agua; la red tridimensional

de iones se rompe en sus unidades individuales. Los iones +Na y −Cl separados se estabilizan en

solución por su interacción con las moléculas de agua. Se dice que estos iones están hidratados. En

este caso, el agua funciona igual que un buen aislante eléctrico. Las moléculas de agua protegen a

los iones ( +Na y −Cl ) unos de otros y reducen de manera eficaz la atracción electrostática que los

mantiene unidos en el estado sólido. El calor de solución se define mediante el siguiente proceso:

La disolución de un compuesto iónico, como el NaCl en agua, implica interacciones complejas entre

las especies del soluto y del solvente. Sin embargo, desde el punto de vista de este análisis es posible

imaginar que el proceso de solución tiene lugar por separado en los dos pasos que se muestran en la

siguiente figura.

( ) ( )−+ +⎯⎯ →⎯ acac

OHS ClNaNaCl 2

)( ?ln =∆ soH


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Primero, los iones +Na y −Cl en el sólido cristalino se separan unos de otros al pasar al estado

gaseoso:

( ) ( )−+ +⎯⎯→⎯+ gg

OHS ClNaNaClenergía 2

)(

La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto sólido iónico en sus

iones en estado gaseoso de llama energía reticular (U). La energía reticular del NaCl es 788

KJ/mol. En otras palabras, es necesario suministrar una energía de 788 KJ para separar 1 mol de

NaCl sólido en 1 mol de iones +Na y 1 mol de iones −Cl .

El siguiente paso consiste en que los iones “gaseosos” +Na y −Cl , en contacto con el agua, se

hidratan:

( ) ( ) ( ) ( ) energíaClNaClNa acacOH

gg ++⎯⎯→⎯+ −+−+ 2

El cambio de entalpía asociado al proceso de hidratación se llama calor de hidratación, hidrH∆ (el

calor de hidratación tiene un valor negativo para cationes y aniones). Mediante la ley de Hess, es

posible considerar lnsoH∆ , como la suma de dos cantidades relacionadas;

La energía reticular (U) y el calor de hidratación ( hidrH∆ ), como se muestra en la figura g.11:

hidrso HUH ∆+=∆ ln


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Por lo tanto

( ) ( )−+ +⎯→⎯ ggS ClNaNaCl )( molKJU /788=

( ) ( ) ( ) ( )−+−+ +⎯⎯→⎯+ acac

OHgg ClNaClNa 2 molKJH hidr /784−=∆

( ) ( )−+ +⎯⎯→⎯ acac

OHS ClNaNaCl 2

)( molKJH so /4ln =∆

Como consecuencia, cuando se disuelve 1 mol de NaCl en agua, se absorben de los alrededores 4 KJ

de calor. Este efecto se puede observar porque el recipiente que contiene la solución se enfría

ligeramente. Dependiendo de la naturaleza del catión y el anión implicados, el valor de hidrH∆ de un

compuesto iónico será negativo (exotérmico) o positivo (endotérmico).


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DETALLES EXPERIMENTALES 1. Materiales y Reactivos

• 1 Vaso precipitado de vidrio de 100 mL

• 1 Vaso precipitado de vidrio de 250 mL

• 1 Probeta de 100 mL

• Un termómetro de 100ºC ± 0,1

• H2O

• Muestras sólidas de: Al, Fe, Pb y Cu

2. Procedimiento experimental

2.1 Determinación de la constante del Calorímetro K cal/grado

a. En un vaso de vidrio pyrex de 250 mL que sirvió de calorímetro se agregó 100 g de agua

potable. Se tomó la temperatura del agua denotada por T1.

b. Se colocó 100 g de agua en un segundo vaso de 100 mL y caliente hasta una temperatura

entre 35 a 40ºC. La temperatura medida se denotó como T2.

c. Inmediatamente enfriar el termómetro con abundante agua fría.

d. Se vertió los 100 g de agua caliente en el calorímetro, agitándose con cuidado hasta que el

sistema alcanza la máxima temperatura. Se anotó la máxima temperatura del sistema

denotada como Tm.


Calor ganado: calor ganado por el calorímetro + calor ganado por H2O del calorímetro.

Calor perdido: calor perdido por el H2O del vaso 2

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

( ) ( ) ( )fmimim TTOHecOmHTTOHecOmHTTK −××=−××+−× 2222 ....

A partir de esta ecuación se determina K, cuyo valor es siempre positivo.


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2.2 Calor específico de un sólido

i. Se colocó 100g de agua en el calorímetro. Medir temperatura T1.

ii. Se peso una cantidad dada por el profesor de un sólido (metal) y se colocó en el vaso de

100 mL.

iii. Se calentaron los perdigones en un baño de arena hasta que el sistema alcanza una

temperatura entre mayor de 100ºC.

iv. Luego se midió la temperatura de sólidos denotada como T2.

v. Se introduce y sumerge la muestra sólida, con mucho cuidado, en el agua del calorímetro y

cada 10 segundos anotar los cambios de temperatura.

vi. Medir la temperatura del sistema calorimétrico denotada por Tm.


Calor perdido: calor perdido por la muestra sólida del vaso 2

Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.

2.3 Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos

i. En esta experiencia se examinó cuantitativamente los cambios de energía que acompañan a

los tres cambios químicos y se debió tener en cuenta las siguientes condiciones:

a. Se utilizó el mismo calorímetro de las anteriores experiencias.

b. La densidad de la solución diluida resultante de cada reacción 1 g/mL.

c. El calor específico de cada una de las soluciones formadas es de 1,0 cal/g·ºC.

ii. Se determinó el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añadió 2 mL de H2SO4 18

M y 200 mL de agua destilada al calorímetro. Se anotó las temperaturas y escribió este

cambio como 1H∆ .

iii. Se determino el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añade 50 mL de H2SO4

0,25 M a 50 mL de NaOH 0,5 M en el calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este

cambio de energía como 2H∆ .


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iv. Se determino el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añadió 1,5 mL de H2SO4

18 M a 100 mL de NaOH 0,5 M en el calorímetro. Se anotó las temperaturas T1 y T2 y

escriba este cambio de energía como 3H∆ .

ocalorímetrganado QQHnOH+=∆×

2

( ) ( )n

TTKTTecmH ififsolsol −×+−××=∆

..

Para soluciones diluidas

( ) ( )n

TTKTTecmH ififOHOH −×+−××=∆ 22

..

m: masa

c.e.: calor específico

K: Capacidad calorífica del calorímetro

T: Temperatura

n: número de moles


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DISCUSIÓN DE RESULTADOS Es necesario hacer le pesaje lo más exacto posible para evitar el mínimo error, si se trabaja con una

balanza de triple brazo calibrarla antes de cada pesada.

Al realizar las pruebas cuantitativas para obtener el c.e. utilizado la constante calorimétrica se obtuvo

que %error del solido utilizado (Pb)

teóricoCg

calecº

189.0..×

= erimentalCg

calec expº

093.0..×

= ,

100% exp ×−

=teórico

erimentalteórico

valorvalorvalor

error

Se calentó demasiado rápida la muestra lo que conllevo a obtener un pico de temperatura incorrecto

por que la muestra baja rápidamente un grado centígrado.

El margen de error elevado se debe a que la constante de capacidad calorífica del recipiente (vaso d

precipitados) tiene un rango especifico dado que varía entre <10cal/c, 30cal/c> entonces al hallar

nosotros su valor resulto de 10cal/c aproximadamente un valor un poco extremo al de su rango, por

eso el resultado del calor especifico del sólido (Pb) resulto un valor también muy inferior a su dato

real (experimental).

¿Pero como sustentaríamos un valor cerca de lo real?

Entonces podríamos decir que si obtendríamos un valor del intermedio del rango de la constante de

capacidad calorífica entonces al efectuar el desarrollo del calor específico del sólido (Pb)

obtendríamos un valor cerca de lo real y también tendríamos un margen de error adecuado a lo

experimental

Otros factores que debieron también influir en resultado, fue el mal manejo del cálculo de la

temperatura promedio. ¿Cómo es esto? Al momento de obtener los datos de la temperatura

promedio, al mezclar las muestras tendríamos que ver que esa temperatura seria la temperatura en la

que se registre por más tiempo (en la que la lectura del termómetro se detiene por un tiempo

prolongado) y no la que registre más cada 10 segundos.

La constante calorimétrica hallada no proporciona una cifra exacta para la ejecución correcta de las

experiencias lo cual demuestra una clara desventaja


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Al momento de realizar el experimento numero 1 usando los vasos de precipitados, en cada uno

había 100mL respectivamente pero al combinarlos en el calorímetro se noto que en el vaso 1 solo

había 190 mL esto ocurrió debido a que las medidas en los vasos de precipitado no son 100%

exactas.

Al momento de combinar el 42SOH de 18 M con el NaOH 0.5M la temperatura se elevo mucho más

que al combinar el 42SOH de 0.25 M con el NaOH 0.5M, esto se debe a que la temperatura en una

reacción tiene relación con la molaridad y si hay mayor cantidad de número de moles en una

reacción esta liberara más calor.


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CONCLUSIONES Se determino cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicos físicos utilizando el calorímetro despejando su constante de capacidad calorífica a presión constante si se hubiese calentado el sólido a mayor temperatura el porcentaje de error hubiera sido a menor escala. Se calculo la constante de calor específico del calorímetro, utilizando las variaciones de temperatura de la combinación de dos volúmenes diferentes de agua, a diferentes temperaturas, añadidos al calorímetro. Al determinar el c.e. del solido: Cu Se calentó demasiado rápida la muestra lo que conllevo a obtener un pico de temperatura incorrecto por que la muestra baja rápidamente un grado centígrado.


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RECOMENDACIONES

Es recomendable que para la práctica número 1de Química General AII se trabaje con las

precauciones adecuadas por lo que es necesario:

• El uso de mascarilla, guantes y lentes de protección.

• Verificar antes del procedimiento que todos los materiales estén en perfectas condiciones y

en las concentraciones de molaridad que indican la guía de trabajo.

• Si ocurre algún tipo de accidente con alguna sustancia ácida en contacto con la piel se

recomienda enjuagar inmediatamente con agua destilada.

• Realizar cuidadosamente las experiencias para que de este modo no se presenten dificultades

referentes a los valores obtenidos comprobados con los valores teóricos.

• A momento de medir la temperatura la persona se debe colocar al nivel del termómetro para

que la medida vista sea lo más exacta posible.

• Anotar todos los cambios vistos en los experimentos ya sean volúmenes, temperaturas, etc.


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BIBLIOGRAFÍA

• CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición. 2007.

• www.wikipedia.com

• www.monografias.com


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ANEXOS

CUESTIONARIO

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

Del primer experimento tenemos los siguientes datos:

a. T1=19°C

b. T2=43°C

c. T3=30°C

d. CeH2O=1cal/g°c

Entonces este problema se resuelve con la siguiente fórmula:

perdidoganado QQ −=( ) ( ) ( )3222131322 TTCemTTKTTcem OHOHOHOH −××=−×+−××

( ) ( ) ( ) ( ) ( )CgCKCg Cgcal

Cgcal °××=°×+°×× °⋅°⋅ 13110011111100

K=18.2cal

2. Determinar el calor especifico de la muestra solida que indica el

Profesor. Determine el % de error relativo.

Del segundo experimento tenemos los siguientes datos:

T1=19°C

T2=106°C

T3=23°C

solidom =172,93g

Ce solido =N


( ) ( ) ( )32131322 TTCemTTKTTcem solidosolidoOHOH −××=−×+−××

( ) ( ) ( ) ( ) ( )CNgCCg Cgcal

Cgcal °××=°×+°×× °⋅°⋅ 8393,1724)2.18(41100

N=0.033cal/g°C.


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Ahora se hallara el porcentaje de error con la siguiente fórmula:

100% exp ×−

=teórico

erimentalteórico

valorvalorvalor

error

%100031.0

033.0031.0% ×−

=error

%25.6% −=error

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.

Como se nota el calor específico del solido es 0.002 mayor que el del valor teórico. La variación

entre estos valores es muy pequeña. Esto se debe a que bañamos los metales en arena que permitió

que el calor se difundiera uniformemente por todo el metal. De haber resultado un alto porcentaje de

error, se debe considerar en que recipiente o sistema se está calentando el metal y se recomienda

realizar el mismo procedimiento mencionado en los detalles experimentales.

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

Los datos del siguiente problema son:

LmolM SOH 18

42=

V1=2mL

V2=200mL

XM =2

2211 VMVM ×=×

mLMmLL

mol 200218 2 ×=×

LmolM 18.02 =

5. Muestre por cálculo que la solución formada en las reacciones de neutralización de los pasos (3) y

(4) es Na2SO4.

)(2)(42)()(42 22 lacacac OHSONaNaOHSOH +→+

Los datos son los siguientes:

El # de moles del 42SOH = 0.0125mol


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El # de moles del NaOH = 0.025mol

Calculando el reactivo limitante.

NaOHmolSOmolH

molNaOHSOHmol .025.012.0125.0

424.2 =×

4242 .0125.0

21

.025.0 SOHmolmolNaOH

SOmolHNaOHmol =×

Entonces por cada mol de 42 SOH se consume 2 moles de NaOH entonces por cada mol de

42 SOH produce mol de 42SONa .

Por lo tanto la concentración de 42SONa es 0.025mol/L.

6. Escriba las ecuaciones de las tres reacciones estudiadas en la parte C. indique la concentración de

cada reaccionarte y de su producto como parte de las reacciones (no incluye al agua ni como

reaccionarte ni como producto en la reacción de la dilución del paso (2)).

( ) ( )n

TTKTTecmH ififOHOH −×+−××=∆ 22

..

)(42)(

)(422

aclOH

cc SOHSOH ⎯⎯ →⎯ molKcalH 24.241 =∆

( ) ( )mol

CCgH C

calCg

cal

036.019232.181923)1()200( °−×+°−××

=∆ °°⋅

)()(

)(2

aclOH

cc NaOHNaOH ⎯⎯ →⎯ molKcalH 37.162 =∆

( ) ( )mol

CCgH C

calCg

cal

0125.019222.181922)1()50( °−×+°−××

=∆ °°⋅

)(22212 2)(421

)(2

)(4)( )(lOHSONaOHHSONa acacacac ac

+⎯→⎯+++ −+−+ molKcalH 33.323 =∆

( ) ( )mol

CCgH C

calCg

cal

027.019232.181923)1()200( °−×+°−××

=∆ °°⋅

Informe Nº1-Química General A2

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