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UNIVERSIDAD NACIONAL “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” FACULTAD DE INGENIERÍA DE MINAS, GEOLOGÍA Y METALURGIA

INFORME DE LABORATORIO No 1 – TERMOQUIMICA ESCUELA ACADÉMICA:

Ingeniería de Minas

AÑO Y SEMESTRE ACADÉMICO:

2016 – 0

CICLO:

III

DOCENTE:

Ing. Flormila Vicuña Peres

ALUMNOS:  Atoc Caldas Wadir  Carbajal Miranda Geremias  Cordero Velasquez Jonathan  Esquivel Huete Robert  Flores Menacho Libio  Miranda Vega Robert

HUARAZ – PERÚ 2016

TERMOQUIMICA: CALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTE “DETERMINACION DEL CALOR ESPECÍFICO DE UN METAL, CALOR DE NEUTRALIZACION Y CALOR DE SOLUCION” 1. OBJETIVOS

Determinaremos: -

El calor específico de u metal.

-

El calor de solución del cloruro de calcio (NaCl2)

-

El calor de neutralización del ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de sodio (NaOH)

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

Cuando se calienta un material sólido este experimenta un aumento de temperatura, indicando con ello que absorbe energía. La capacidad calorífica es una propiedad que indica la capacidad de un material de absorber calor de su entorno; representa la calidad de energía necesaria para aumentar la temperatura en una unidad. En términos matemáticos, la capacidad calorífica C puede expresarse como:

𝐶=

δQ δT

Donde Q es la energía necesaria para producir un cambio T en la temperatura. Normalmente, la capacidad calorífica se expresa por mol de material (por ejemplo J/molK, cal/molK). A veces se utiliza el calor específico (a menudo representado por c); éste representa la capacidad calorífica por unidad de masa y tiene varias unidades (J/kgK, cal/gK).

Existen dos métodos para medir esta propiedad, según cuales sean las condiciones del medio en que se realiza la trasferencia de calor. Uno es medir la capacidad calorífica mientras se mantiene la muestra en volumen constante, en este caso se representa por Cv; el otro es bajo presión

constante y se representa por Cp. la magnitud de Cpes siempre mayor que Cv; sin embargo, esta diferencia es muy pequeña para la mayoría de los materiales sólidos a temperatura ambiente e inferiores. Para las medidas experimentales de la capacidad calorífica es necesario recordar que el calor ganado debe ser exactamente igual al calor perdido, por esta razón se debe conocer la capacidad calorífica del recipiente donde se efectúa la medida puesto que también consume calor.

Denominamos calor de reacción a la cantidad de energía calorífica que el sistema a 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. Durante las reacciones químicas en general los cambios caloríficos dependen de la naturaleza química de las sustancias que participan en la reacción sea como reactivos o productos. Los otros factores que los afectan son la concentración, la temperatura y la presión.

Los calorímetros se utilizan para determinar el calor de una reacción. Y esta se mide como su cambio de entalpía (∆H), ya que se efectúa de preferencia a presión constante y su valor es igual a la diferencia de la suma de las entalpías de los productos (∑ Hp) menos la suma de las entalpías de los reactivos (∑ Hr). ∆H = ∑ Hp − ∑ Hr

La entalpía molar de formación de los elementos es igual a cero en condiciones estándar de presión (1 atm) y temperatura (25°C). El cambio de entalpía de “n” moles de una sustancia puede medirse a volumen constante (∆U) o (∆E) y a presión constante (∆H). ∆U = q v = nCp∆T ∆H = q p = nCv∆T

De acuerdo con la Ley de Hess, los cambios de entalpía solo dependen del estado final e inicial, mas no del camino seguido por la reacción. La variación del calor o cambio de entalpía (H) de una reacción química recibe denominaciones diferentes, según la naturaleza de la reacción: Calor de neutralización, calor de ionización, calor de combustión, calor de formación, calor de hidratación, calor de precipitación, etc.

La reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte se reduce a: − H3 O− (ac) + OH(ac) → 2H2 O(l)

Términos que se mencionarán más adelante:

-

Calor: Interacción entre dos sistemas que no es en forma de trabajo, y que modifica la energía del sistema. Por experiencia se conoce que la causa de un flujo de calor es una diferencia de temperaturas entre dos sistemas.

-

Capacidad calorífica (C): Llamamos capacidad calorífica de un sólido al calor necesario para elevar en un grado la temperatura de una determinada cantidad de materia (se mide en Joule/ºC o J/K).

-

Capacidad calorífica molar ( C ): Una forma más útil de definir la capacidad calorífica es la que se refiere a un mol; esto es, a la masa molar expresada en gramos. En consecuencia, se define como la cantidad de calor que necesita un mol de una sustancia para variar un grado.

-

Calor específico (Ce): Cuando dos o más cuerpos que tienen distintas temperaturas se ponen en contacto térmico se observa que, al cabo de cierto tiempo, todos ellos tienen la misma temperatura. Uno de los métodos para determinar el calor específico de un cuerpo, es el método de las mezclas. Para ello se ponen dos cuerpos en contacto térmico en el interior de un calorímetro aislado térmicamente del medio exterior. Al no existir, o ser muy pequeño el intercambio de calor con el medio exterior a través de las paredes del calorímetro, la cantidad de calor cedida por el cuerpo más caliente será igual a la absorbida por el cuerpo de menor temperatura. La ecuación correspondiente será: Q1 + Q 2 = 0

Q1 = - Q2

en donde se ha tenido en cuenta el signo de las cantidades de calor, positivas cuando son absorbidas y negativas cuando son cedidas por un cuerpo.

-

Entalpía (H): Llamada también contenido calórico, es una función de estado, que se utiliza para tratar los cambios térmicos de las reacciones químicas que se efectúan a presión constante.

-

Calor de reacción (HR): Cantidad de calor que se desprende o absorbe durante una reacción química, esto se debe a la diferencia entre las entalpías de los productos y reactantes a presión constante y temperatura definida. Dentro de los calores de reacción se encuentran los calores de formación, combustión, fusión, vaporización, sublimación, disolución, neutralización, etc.

3. MATERIALES Y REACTIVOS

Los materiales que empleamos fueron:

Bagueta

Termómetro

Probeta

Baso de precipitados

Pinza metálica

Tubo de ensayo

Calentador Espátula

Calorímetro

Balanza analítica

Reactivos

Agua destilada

Hielo

Zn

Soluciones de NaOH y HCl 1M

CaCl2

4. POCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

4.1.

Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro.

a. Colocamos en el calorímetro limpio y seco 100 ml de agua destilada a la temperatura ambiente. (T1 oC) b. Enfriamos 100 ml de agua destilada con hielo hasta llegar a una temperatura de 8º C, inmediatamente la introducimos al calorímetro. (T2 oC) c. Cerramos herméticamente el calorímetro con el tapón que lleva incorporado un termómetro. d. Agitamos el calorímetro hasta que la temperatura e la mezcla permanezca constante y registramos esta temperatura de equilibrio. (T3 oC) e. Teniendo en cuenta que en un sistema adiabático debe cumplirse: q sist. = 0 q agua amb+ q agua helada + q cal = 0 f. Identificamos quién(es) cede(n) calor y quién(es) la absorverá(n). Donde: q agua = m Ce (Tf − Ti ) q cal = C(Tf − Ti ) g. Con los resultados de las formulas anteriores podemos hallar la capacidad calorífica del calorímetro (C) en J/°C o Cal/°C.

4.2.

Determinación del calor específico de un metal.

a. En un calorímetro limpio y seco colocar 100 ml de agua, registrando esta temperatura. (T1 oC) b. Pesamos 15g de granallas de zinc en la balanza analítica y la ponemos en un tubo de ensayo.

c. Introducimos el tubo de ensayo en un vaso grande que contiene 2/3 de su volumen de agua.

d. Calentamos el agua hasta que hierva usando el calentador, dejamos hervir el agua por unos 10 minutos y registrar la temperatura del metal caliente (que es igual a la del agua hirviendo). (T2 oC)

e. Luego transferimos el metal (Zn) al calorímetro rápidamente, con ayuda de las pinzas. f. Cerramos el calorímetro y agitamos la mezcla por unos segundos, hasta que la temperatura se vuelva constante, y la registramos. (T3 oC) g. Con los datos medidos determinamos el calor específico del metal en J/g °C o cal/g °C.

4.3.

Determinación del calor de neutralización del HCl y NaOH.

a. En el calorímetro limpio y seco, colocamos 50 ml De NaOH 1M. b. Por otro lado medimos 50 ml de HCl 1M en una probeta o vaso. c. Agitamos las soluciones hasta que ambas y separadas adquieran la misma temperatura inicial, registramos. (T1 oC) d. Vertimos rápidamente el ácido sobre la base, tapamos el calorímetro y agitamos continuamente. e. Anotamos la temperatura más alta observada. (T2 oC) f. Considerando que la masa total de la solución es 100g (D= 1g/ml) y que su calor específico es la unidad (Ce= 1 cal/grado.mol), calculamos el calor de neutralización en kJ o Kcal y el calor molar de neutralización en kJ/mol de H2O o Kcal/mol de H2O. (∆H o QN ). q sist. = 0 q solución + q calorímetro + q reacción = 0 q reacción = −(q solución + q calorímetro )

∆H = QN =

q reacción n H2 0

4.4.

Determinación del calor de solución del cloruro de calcio.

a. En el calorímetro limpio y seco colocamos 100 ml de agua a la temperatura ambiente, registramos esta temperatura. (T1 oC) b. Pesamos 6g de CaCl2 sólido y lo agregamos rápidamente al calorímetro.

c. Cerramos el calorímetro y agitamos la mezcla por un minuto, registramos la máxima temperatura. (T2 oC) d. Con los datos medidos determinamos el calor de solución del cloruro de calcio en kJ o Kcal y el calor de solución molar en kJ/mol o Kcal/mol

NOTA: Se Calcula el número de moles de CaCl2que fueron agregados al calorímetro, identificando si el proceso de disolución es endotérmico o exotérmico, teniendo cuidado en identificar quién cede y quién absorbe calor.

5. CÁLCULOS Y RESULTADOS

5.1.

Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro “Ccal“

Capacidad del calorímetro:

200 ml

Volumen del agua a temperatura ambiente:

V1 = 100 ml m = 100 g

Temperatura del agua al ambiente:

T1 = 19º C

Volumen del agua helada:

V2 = 100 ml

Temperatura del agua helada:

T2 = 8º C

Temperatura de la mezcla:

T3 = 14º C

Sabemos:

q sist. = 0

q agua amb+ q agua helada + q cal = 0

q agua amb = m x Ce x ( T f – T i )

q agua hel = m x Ce x ( T f – T i )

q agua amb = 100 g x 1 cal/goC x (14 – 19)o C

q agua hel = 100 g x 1 cal/goC x (14 – 8)o C

q agua amb = - 500 cal

q agua hel = 600 cal

q cal = Ccal x ( T f – T i ) q cal = Ccal x (14 – 19)o C q cal = - 5Ccal Remplazamos: q agua amb+ q agua helada + q cal = 0 - 500 cal + 600 cal - 5 Ccal= 0 Ccal= 20 cal/°C

5.2.

Determinación del calor específico de un metal Capacidad del calorímetro:

200 ml

Volumen del agua:

V1 = 100 ml m = 100 g

Temperatura del agua:

T1 = 19º C

Masa del metal:

M Zn = 15.0796 g

Volumen del agua helada:

V2 = 100 ml

Temperatura del metal caliente:

T2 = 86º C

Temperatura de la mezcla:

T3 = 21º C

Sabemos: q sist. = 0 Ccal= 20 cal/°C q metal + q agua + q cal = 0

q cal = Ccal x ( T f – T i )

q agua = m x Ce x ( T f – T i ) q agua = 100 g x 1 cal/goC x (21 – 19)o C

q cal = 20 cal/°C x (21 – 19)o C q cal = 40 cal

q agua = 200cal q metal = m x Ce x ( T f – T i )

q metal = 15.0796 g x Ce x (21 – 86)o C q metal = - 980.174 Ce

Reemplazamos q metal + q agua + q cal = 0 200cal + 40 cal = 980.174 CeZn 0.2449 cal/goC = CeZn

5.3.

Determinación del calor de neutralización del HCl y NaOH.

Reacción química de neutralización HCl (ac) + NaOH (ac)  NaCl (ac) + H2O (l)

NaOH

HCl

V = 50 ml

V = 50 ml

[NaOH ] = 1 M

[HCl] =1 M

T1 = 19oC

T2 = 19oC

Temperatura de reacción: T3 = 25oC Nota: Consideramos a la solución que resulta de la reacción de neutralización como si solo fuese AGUA.

q sist. = 0 q reac+ q sol + q cal = 0 q reac = - (q sol + q cal)

q sol = m x Ce x ( T f – T i )

q cal = Ccal x ( T f – T i )

q agua = 100 g x 1 cal/goC x (25 – 19)o C

q cal = 20 cal/°C x (25 – 19)o C

q agua = 600 cal

q cal = 120 cal

Reemplazamos: q reac = - (600 cal + 120cal) q reac = - 720 cal Calculamos el calor molar del H2O Qn = ∆H°n =

q reacción n H2 O

[NaOH] = NaOH

n v

n = [NaOH] × V

V = 100 ml = 0.100 L [NaOH ] = 1 M

n = 1 mol/L × 0.100L n = 0.1 mol de NaOH

1 mol NaOH

1mol H2O

0.1 mol NaOH

X

X = n H2O = 0.1 mol H2O Reemplazando: Qn =

− 720 cal = −7.2 Kcal/mol 0.1 mol

Qn= (-7.2 x 103 cal/mol) x (4.189 J/cal) = -30.16 KJ/mol Qn= -30.16 KJ/mol x 0.1 mol = -3.016KJ

5.4.

Determinación del calor de solución del CaCl2

Volumen de agua:

V = 100 ml. M = 100 g

Masa del CaCl2:

M CaCl2= 6.0051 g

Temperatura del agua:

T1 = 19°C

Temperatura de la mezcla:

T2 = 18°C

q sist. = 0 q reac + q agua + q cal = 0 q reac = - (q agua + q cal)

q agua + CaCl2 = m x Ce x ( T f – T i )

q cal = Ccal x ( T f – T i )

q agua + CaCl2 = 106.0051 g x 1 cal/goC x (18 – 19)o C

q cal = 20 cal/°C x (18 – 19)o C

q agua + CaCl2 = -106.0051 cal

q cal = -20 cal

Reemplazando: q reac = - (-20 cal – 106.0051 cal) q reac = 126.0051cal

Calculamos el calor molar de la solución:

Qn

n CaCl2 =

Qn

solución

=

solución

=

q solución nCaCl2

m 6.0051g = = 0.0542 moles ̅ 110.8g M mol

126.0051cal = 2324.817 cal/mol 0,0542 mol

nH2 O =

100g = 5.556 mol de H2 O 18g mol

∆𝐻°𝑆 = 2324.817 cal/mol

Entonces deducimos que es una reacción exotérmica, en la cual el agua (solvente) absorbe calor y el cloruro de calcio (soluto) cede calor

6. RECOMENDACIONES

Es necesario contar con equipos en buen estado, de esta forma los errores en los cálculos son mucho menores. Manejar

en

proporciones

adecuadas

los

reactivos,

para

mejores

resultados. Las temperaturas calculadas, deben ser lo más precisas posible. Tener un buen orden de ejecución de pasos para evitar malos cálculos.

7. REFERENCIAS BIBLIOGÁRAFICAS

E. DAVIS Joseph y otros, Manual de laboratorio para química: experimentos y teoría, Editorial REVERTÉ, 1977, Barcelona.

UNIVERSIDAD TECNOLÓGIA NACIONAL Facultad Regional rosario, Archivo en PDF, de: http://www.frro.utn.edu.ar/repositorio/catedras/quimica/1_anio/quimigeral/T ERMOQUIMICA.pdf

GÓMEZ ACEBO Tomás, Termodinámica, Editorial Tecnun, 2005, Archivo en

PDF,

de:

http://dspace.unav.es/dspace/bitstream/10171/5185/4/TermodinamicaUnivNavarra.pdf

ESCUELA POLITÉCNICA DE INGENIERÍA DE MINAS Y ENERGÍA, Calor específico de un sólido y un líquido, determinación del equivalente en agua del

calorímetro,

de:

http://ocw.unican.es/ensenanzas-tecnicas/fisica-

ii/practicas-1/Prac06.pdf

Energías

de

las

Reacciones

químicas,

Archivo

en

PDF,

de:

http://www.ieslaaldea.com/documentos/fisicayquimica/bloquev.pdf

Propiedades

Térmicas,

Archivo

en

PDF,

http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r77131.PDF

de:

8. CUESTIONARIO

a. Enumere los objetivos específicos del experimento: 

Determinar la capacidad calorífica del calorímetro.



Determinar el calor específico de un metal.



Determinar el calor de neutralización del ácido clorhídrico e hidróxido de sodio.



Determinar el calor de solución del cloruro de calcio.

b. Defina reacción exotérmica y endotérmica. -

Reacción Exotérmica: Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como luz o como calor, o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía.

-

Reacción Endotérmica: Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía. Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo.

c. ¿Qué es un proceso adiabático? Dé un ejemplo.

Un proceso adiabático es aquél en el cual el sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isoentrópico. Ejemplos: La temperatura adiabática de llama, que es la temperatura que podría alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia el entorno. En climatización, los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos, puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del aire y su humedad relativa.

d. Si se tienen 2 calorímetros similares y solo se determina la capacidad calorífica de uno de ellos. ¿Se podría decir que la capacidad calorífica el otro es la misma? ¿Por qué? Si son muy similares (los mismos materiales, con idénticos volúmenes e idéntico ensamblaje) se podría anticipar que tienen la misma capacidad calorífica. Pero si solo son similares, en cambio a nosotros en el laboratorio cada grupo usó un calorímetro diferente con la tapa de tecnopor (mismo material pero diferentes volúmenes y diferente ensamblaje), en este caso las capacidades caloríficas no serán iguales y es comprobable con los resultados. e. Si las entalpías de formación estándar para los iones Zn+2 y Cu+2 a partir de los metales zinc y cobre son respectivamente: -36.34 y 15.39 Kcal/mol. Calcular el cambio e entalpía para la reacción: 𝐙𝐧 + 𝐂𝐮+𝟐 → 𝐙𝐧+𝟐 + 𝐂𝐮

Entonces: Zn(s) → Zn+2

… . ∆Hf = −36,34

Cu+2 → Cu(s)

… . ∆Hf = −15,39

Entonces: ∆H = −51,73 Kcal/mol

Kcal mol

Kcal mol