informe nº 9

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LABORATORIO DE QUÍMICA INFORME # 09: ABSORCIÓN DE CALOR Y ENERGÍA UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, Decana de América) FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA HORARIO: Viernes 17:00 – 21:00 INTEGRANTES: Condori Alvarado, Alejandro [12130080] De la Cruz Huallpa , David

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Page 1: Informe Nº 9

LABORATORIO DE QUÍMICA

INFORME # 09:

ABSORCIÓN DE CALOR Y ENERGÍA

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE

SAN MARCOS(Universidad del Perú, Decana de América)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA

HORARIO:

Viernes 17:00 – 21:00

INTEGRANTES:

Condori Alvarado, Alejandro [12130080]

De la Cruz Huallpa, David [12130124]

Centeno Ramos, José [12130078]

Portal Prieto, Julio [12130100]

Page 2: Informe Nº 9

[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

I. Introducción

En el presente informe se conocerá sobre calor específico, capacidad

calorífica, calor de solución y calor de reacción de igual manera se

aprenderá experimentalmente a calcular la constante del calorímetro K

cal/°C, el calor específico de un sólido y los cambios cualitativos

durante la reacción.

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

II. Principio Teórico

El calor es una forma de energía y la cantidad de calor transferida en un

proceso se expresa frecuentemente en calorías o en unidades SI (julios).

Calor Específico (c.e.)

Cantidad de calor requerido para incrementar la temperatura de un

gramo de sustancia en un grado centígrado (cal /g ºC).

Capacidad Calorífica (C)

Cantidad de calor requerido para incrementar la temperatura de una

cierta masa de sustancia en un grado centígrado (cal /g ºC). Teniendo en

cuenta que el calor específico de agua tiene un valor conocido e igual a

1cal / gºC , la cantidad de calor absorbido por el agua en el calorímetro es

fácilmente calculado. Sin embargo algo de calor es absorbido también

por el calorímetro, por consiguiente, la capacidad calorífica de este debe

ser determinada experimentalmente.

Calor de solución

Cuando un soluto se disuelve en el solvente hay energía absorbida o

desprendida, la cantidad efectiva (neta) por mol de soluto depende sobre

todo de la concentración de la solución, es prácticamente constante

cuando la solución es muy diluida. El calor neto absorbido cuando la

solución es preparada es el resultado de la energía requerida para

romper los enlaces químicos o atracciones intermoleculares (soluto -

soluto y solvente – solvente) y la energía liberada por la formación de

otros nuevos enlaces (soluto – solvente). Así, si un sólido iónico (MX)

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

es disuelto en agua, el calor de solución es una manifestación de la

energía requerida para romper la red cristalina (energía reticular, ∆H

positivo).

MX(s)→M (g)+¿+X( g)

−¿¿ ¿

Y la energía liberada cuando los iones son hidratados (calor de

hidratación, ∆ H=negativo).

M ( g)+¿+X( g)

−¿→M ( ac)

+¿+X(ac )−¿¿¿

¿ ¿

Calor de reacción (∆H Rx)

La cantidad de calor absorbido o desprendida mediante una reacción

química. Esto se debe a la diferencia entre la entalpia de los productos y

de los reactantes a una temperatura definida y a presión constante. El

calor de reacción depende solo de los estadios inicial y final del proceso,

mas 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 entalpia del sistema. El calor de reacción se

expresa para una unidad estequiometria y depende de la cantidad de

sustancia. Los calores de reacción o variaciones de entalpia son aditivos,

esta aditividad, es una decisión de primer principio de la termodinámica.

El calor de reacción depende solo del estado inicial y final y no del

camino que ha seguido la reacción. Esta aplicación del principio de la

termodinámica se llama LEY DE HESS.

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

CALORIMETRIA

Es la medida del calor absorbido o liberado en las reacciones químicas y

cambios físicos. El instrumento usado para medir calor se llama

calorímetro. Un calorímetro sencillo se puede fabricar utilizando vasos

de polietileno o un frasco termo. Este calorímetro sencillo es adecuado

para medir calor liberado en las reacciones químicas, que tienen lugar

en disoluciones acuosas diluidas y de soluciones acuosas.

Desde el punto de vista termodinámico en un sistema se cumple que la

cantidad de calor ganado es igual a la cantidad de calor perdido.

La cantidad de calor (Q) que una sustancia ganado o perdido es:Qganado=−Qperdido

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

III. Detalles Experimentales Materiales de Laboratorio

Vaso de precipitado de vidrio

Probeta de 100 mL

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Termómetro

Pinza

Cocinilla

Baño de arena

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

Bagueta

Balanza Digital

Plomo

Aluminio

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

Hierro

Cobre

Reactivos

Ácido Sulfúrico 18M

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

Ácido sulfúrico 0.25M

Hidróxido de Sodio 0.5 M

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

Procedimiento experimental

I. Determinación de la constante del Calorímetro K cal/grado.

1.º. En un vaso de vidrio pírex que servirá de calorímetro agregar

100 g de agua potable. Tome la temperatura del agua T 1.

2.º. Coloque 100 g de agua en un segundo vaso de vidrio pírex de

250 mL y caliente hasta una temperatura entre 35 a 40 °C.

Anote la temperatura T 2.

3.º. Inmediatamente enfriar el termómetro con abundante agua

fría.

4.º. 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.Qganado=−Qperdido

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

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).K (Tm−T 1 )+mH 2O×ceH 2O (Tm−T 1 )=mH 2O×ceH 2O (Tm−T2 )

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

positivo.

II. Calor especifico de un sólido

1.º. Coloque 100 g de agua en el calorímetro. Medir temperatura T 1

.

2.º. Pese una masa de la muestra de sólido y colóquelos en el vaso

(2).

3.º. Calentar los perdigones en un baño de arena durante 10

minutos.

4.º. Luego medir temperatura de sólidos T 2.

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

5.º. Introducir y sumergir la muestra sólida, con mucho cuidado,

en el agua del calorímetro y cada 10 segundos anotar los

cambios de temperatura.

6.º. Medir la temperatura del sistema calorimétrico Tm.

Qganado=−Qperdido

Calor perdido: Calor perdido por la muestra solida del vaso 2.

Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro + ganado por el

H2O del calorímetro.

III. Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios

químicos.

1.º. Se examinara cuantitativamente los cambios de energía que

acompañan los tres cambios químicos. Utilizará el mismo

calorímetro de la parte “II” además asumirá que la densidad de

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

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/g0C.

2.º. Determine el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se

añade 1 mL de H2SO4 18 M y 100 mL de agua destilada al

calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este cambio de H

energía como 1.

3.º. Determine el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se

añade 50 mL de H2SO4 0,25M a 50 mL de NaOH 0,5 M en el

calorímetro. Anote las temperaturas H y escriba su cambio de

energía como 2.

4.º. Determine el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se

añade 1,5 mL de H2SO4 18 M a 100 mL de NaOH 0,5 M en el

calorímetro. Anote las temperaturas H y escriba este cambio de

energía como 3.

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

IV. Conclusiones

Se determinó cuantitativamente la energía asociada a los cambios

químicos físicos utilizando el calorímetro despejando su constante

de capacidad calorífica a presión constante.

Se calculó el calor específico del calorímetro, utilizando las

variaciones de temperatura de la combinación de dos volúmenes

diferentes de agua, a diferentes temperaturas, añadidos al

calorímetro

El cambio de entalpía para un proceso a presión constante, se define

como el calor liberado o absorbido por el sistema en el proceso

químico.

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

V. Bibliografía

http://es.wikipedia.org/

Guías de prácticas de Laboratorio de Química.

Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc

Graw-Hill Interamericana.

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

VI. Cuestionario1. Calcular el valor de la constante del calorímetro K (cal/grado).

Qganado=−Qperdido

K (T m−T 1 )+mH 2O×ceH 2O (Tm−T 1 )=mH 2O×ceH 2O (T2−Tm )

Tenemos:T 1=23 °C ceH 2O=1cal /g°C

T 2=33,5 °C ρH 2O=1g /mL

Tm=27,5 °C

Reemplazando:K (27,5−23 )+100×1 (27,5−23 )=100×1 (33,5−27,5 )

K (4,5 )+100×1 ( 4,5 )=100×1 (6 )

K=33,33 cal /°C

2. Determinar el calor específico de la muestra sólida que indica el

profesor. Determine el % de error relativo.Qganado=−Qperdido

K (Tm−T 1 )+mH 2O×ceH 2O (Tm−T 1 )=maluminio×cealuminio (T2−Tm )

Tenemos:T 1=23 °C ceH 2O=1cal /g°C

T 2=61 °C ρH 2O=1g /mL

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

T m=25 ° C maluminio=10,02g

Reemplazando:33,33 (25−23 )+100×1 (25−23 )=10,02×cealuminio (61−25 )

33,33 (2 )+100×1 (2 )=10,02×cealuminio (36 )

cealuminio(experimental)=0,739 cal /g °C

cealuminio( teórico)=0,897 cal /g° C

E%=Valor Teórico−Valor ExperimentalValor Teórico

×100

E%=0,897−0,7390,897

×100

E%=17,6 %

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.

El aluminio al calentarse e inmediatamente sumergirlo en el

calorímetro, éste le transfiere calor al agua del calorímetro. Hasta que

los dos estén a la misma temperatura, luego asumiendo que el calor

específico del agua es 1 cal/g ºC, entonces aplicando el principio de Q ganado=−Qperdido. Sepuede determinar el valor del calor específico,

conocido el valor de la capacidad calorífica del calorímetro,

determinado experimentalmente en el primer experimento.

4. Calcule la concentración de la solución diluida de H2SO4 formada en

el paso (2).

Tenemos:M ( H2 SO4 )=18 M V 1=1mL

V 2=101mL M 2=X

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

M ( H2 SO4 )×V 1=M2 ×V 2

18×1=M 2×101

M 2=0,1782 M

5. Muestre el cálculo que la solución formada en las reacciones de

neutralización de los pasos (3) y (4) es Na2 SO4.

H 2 SO4(ac)+2NaOH (ac)→Na2SO4(ac)+2 H2O( l)

Tenemos:n (H2 SO 4 )=0,0125moles

n ( NaOH )=0,025moles

Calculando el reactivo limitante:

0,0125moles (H2 SO4 )×2moles ( NaOH )1mol (H 2SO4 )

=0,025moles ( NaOH )

0,025mol es (NaOH )×1moles (H 2 S O4 )

2mol ( NaOH )=0,0125moles ( H2 SO4 )

Entonces por cada mol de H 2 SO4 se consume 2 moles de NaOH

entonces por cada por cada mol de H 2 SO4 produce mol de Na2 SO4.

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

Indique la concentración de cada reaccionante y de su producto como

parte de las reacciones (no incluye el agua ni como reaccionante ni

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

∆ H=mH 2O×ceH 2O (Tm−T1 )+K (Tm−T 1 )

n

n=V × M

H 2 SO4(cc) H 2O ( l)→

H 2SO4(ac)

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

∆ H=100×1 (25,5−23 )+33.33 (25,5−23 )

0.001×18

∆ H=18513,8 calorías

NaOH (cc)H2 O(l )→

NaOH (ac)

∆ H=100×1 (23−22 )+33.33 (23−22 )

0,05×0,25

∆H=10664calorías

2 Na(ac )+¿+1S O4(ac)

2−¿+2 H (ac)

+¿+2OH(ac )

−¿→Na2 SO4( ac)+ H2O ( l) ¿ ¿¿ ¿

∆H=100×1 (28,5−21,5 )+33.33 (28,5−21,5 )

0.001×18

∆ H=51838,8 calorías

7. Dentro de los límites de error inherentes a los procedimientos

experimentales que ha seguido ¿Qué relación aritmética existe entre

∆H1, ∆H2, ∆H3. Considera valida su respuesta explique considerando

las reacciones.∆ H1=18513,8caloría s

∆ H2=10664calorías

∆ H3=51838,8calorías

∆ H1

❑ =∆ H2

❑ =∆ H 3

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[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]

VII. Anexo

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