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• Gustavo Condarco

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Resumen En el presente trabajo experimental experimento consistió en encontrar el calor de neutralización de una solución básica con una solución acida por lo cual el experimento consta de cuatro etapas, en la primera etapa el objetivo es calcular α que es el coeficiente de enfriamiento con la siguiente expresión;



ln T f  ln T0 t f  t0

Para tal efecto se toman medidas de temperatura y tiempo, el coeficiente de enfriamiento nos sirve para poder corregir las temperaturas, en el presente experimento el valor de α (coeficiente de enfriamiento) es de (– 0.000218,-0.00006.71) en la segunda etapa el objetivo es calcular π que es la constante equivalente del calorímetro para dicho objetivo se hará uso de la siguiente formula:



 mc .Ce.T1  m f .Ce.T2 T3

Para hacer uso de esta fórmula se necesitan tomar datos de la masa en frio, la masa en caliente, la temperatura inicial, la temperatura fina, la temperatura de equilibrio y el tiempo de equilibrio, realizando los cálculos correspondientes el valor de π obtenido fue de (49.89,51.90) cal/°C . La tercera etapa tiene como objetivo calcular el calor de disolución de la reacción para así calcular el calor de neutralización de cada una de las soluciones tanto acida como básica:

QHCl  110,15cal QHCl  120,16cal En la quinta etapa se pudo obtener 𝑄

reac neutralizacion reac 𝑄 neutralizacion

= 599,41 𝑐𝑎𝑙 = 667 𝑐𝑎𝑙

FÍSICO - QUÍMICA 1206 1

TRABAJO EXPERIMENTAL N º 8 TEMA: CALORIMETRIA

1. INTRODUCCIÓN 

A volumen constante se mide ±qv en sistemas cerrados aislados (frascos (dewar).



A presión constante se mide ±qp en sistemas abiertos (bombas calorimétricas)

Cuando un sistema cambia de un estado a otro puede perder o ganar energía, bajo una forma de calor y trabajo; es decir, que tanto los procesos físicos como los procesos químicos van acompañados por intercambios de calor, éste se puede medir mediante unos aparatos denominados calorímetros, registrando en ellos tan solamente el cambio de temperatura que se produce. Sin embargo, la medida de la temperatura en estos sistemas debe realizarse en un sistema aislado, por ello se prefiere su medición en sistemas adiabáticos, porque los incrementos de temperatura suelen ocurrir en pequeñas variaciones. De modo que la aplicación de los métodos es para la determinación experimental de los:  Calores de las reacciones químicas  Calores de transformaciones de fases  Calores de combustión  Calores de disoluciones y de dilución  Calores de neutralización de soluciones. Así como la medición de estas magnitudes es la esencia de la Calorimetría. En los procesos termoquímicos los cambios de energía calorífica se miden a presión o volumen constante. La medida de calor se efectúa por cambios de temperatura (∆T). 2

La magnitud de calor liberado o absorbido, además depende de la cantidad de materia y la capacidad calorífica. 2. OBJETIVO.  Determinar el valor de la reacción a presión constante en un sistema aislado abierto, combinando en ella electrolitos o disoluciones. Para comparar la magnitud de calor con el proceso químico de neutralización calculado teóricamente.  Determine el calor de reacción de Mg metálico solido con exceso de HCl de concentración conocida empleando la reacción en un sistema aislado abierto previo conocimiento de las características de un frasco Dewart y comparar con el valor teórico basado en la reacción estequiometrica. 3. FUNDAMENTO TEORICO. Las ecuaciones químicas son descripciones incompletas de cambios, que se pueden hacer completas especificando la temperatura y presión de cada sustancia, junto con su estado de agregación o estado físico y la energía involucrada por la reacción. En calorimetría generalmente el cambio de entalpía, ∆H se determina a presión constante, usando un calorímetro de solución, tal como un frasco o vaso aislado "un termo" o "frasco Dewar". Aquí, se considera la determinación de ∆Q, siendo ∆Q = ∆E ó ∆H, ya que ∆Q es una función de estado, por depender de su estado inicial y de su estado final, expresándose: T

Q   Ci( productos  calorimetro)dT T0

Siendo: Ci (Cv ó Cp), capacidad calorífica del calorímetro y es constante para cambios razonables de temperatura. Calor de Neutralización. Es el calor necesario para la formación de una molécula de agua líquida a partir de un ión hidrógeno y otro ión oxidrilo, dichos iones provienen de una solución ácida y básica 3

respectivan1cnte, esto es:

La reacción de neutralización completa es, a partir de las sustancias químicas respectivas: HCI(ac) + NaOH(ac) → NaCI(ac) + H2O(ac) + Q Los calores de las reacciones (2) y (3) se distinguen entre sí en el calor de disolución de los reactivos de NaOH y HCl. Además, el calor de neutralización se determina como la cantidad de calor que se genera en el calorímetro más los calores de disolución de los dos reactivos, esto es: Q  Q1   QDISOL

En la práctica, también se escribe como:

Qneut  Qcal  QHCl  QNaOH Las sales iónicas que se disuelven, lo mismo que los electrólitos fuertes, presentas sus propias capacidades caloríficas, esto se muestra a continuación.

Siendo: Qcal   .T   (T f  T0 ) QHCl  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m HCl .(Cp) HCl (T f  T0 )

Q NaOH  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m NaOH .(Cp) NaOH (T f  T0 )

(Cp) HCl  0.876(cal

g

(Cp) NaOH  0.750(cal

)

g

)

Es importante mencionar que durante la medida de la variación de calor en un calorímetro se tiene dos inconvenientes; primero el enfriamiento natural de! sistema, lo cual exige la determinación del perfecto aislamiento del calorímetro o lo que es lo mismo determinar el coeficiente de enfriamiento del calorímetro: el segundo inconveniente se refiere a que, parte del calorímetro y sus accesorios absorben una cierta cantidad de calor durante el proceso de la variación de calor, por tanto es 4

necesario determinar esta cantidad de calor, en términos de calor equivalente del calorímetro, que es una constante.

Las ecuaciones que se usan para determinar el coeficiente de enfriamiento (α), y la constante equivalente del calorímetro (π), son las siguientes expresiones:





ln T f  ln T0 t f  t0

 mc .Ce.T1  m f .Ce.T2 T3

DONDE: ∆T1=Te – T0 ∆T2=Te – Tf’ ∆T3=Te – Tf Son las diferencias de temperatura en el proceso del mezclado de una masa de agua fría con una masa de agua caliente en el calorímetro.

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 4.1.

Determinación del coeficiente de enfriamiento, (α). 5

Se trata de determinar el intercambio de calor entre el sistema y el medio exterior. Para esto se procede de la siguiente manera:  Cárguese con agua destilada previamente calentado entre 50°C al vaso central del calorímetro.  Agítese y lea la temperatura inicial y la variación de la temperatura en el calorímetro cada 10 ó 15 segundos, durante los primeros 6 minutos. (La agitación debe ser suave, para evitar pérdidas de líquido por proyección).  Regístrese los valores de temperatura en una tabla para el cálculo respectivo del coeficiente de enfriamiento del calorímetro, α. 4.2.

Determinación de la constante equivalente en agua del calorímetro.

Se considera que esta constante es la cantidad de agua que absorbe, la misma cantidad de calor que el calorímetro y todos sus accesorios. La ejecución del trabajo se procede de acuerdo a:  Colóquese en el calorímetro 220 gramos de agua fría a la temperatura ambiente de Tf’. Puede medirse en volumen, considerando que la densidad del agua es igual a 1 [g/mI].  Agítese suavemente durante unos instantes y leer la temperatura de equilibrio del agua de masa fría dentro del calorímetro y registre como Tf. Esta temperatura puede coincidir o no con Tf’ .  Caliéntese en un vaso de precipitación un volumen de agua de 220 mI. A la temperatura próxima de 58.5°C Y anote esta temperatura como Te después que se ha logrado un equilibrio de la masa de agua caliente.  Echar rápidamente el agua caliente al calorímetro, agitando vivamente, al mismo tiempo leer la temperatura cada 10 segundos, hasta alcanzar una temperatura de equilibrio Te. Al mismo tiempo registrar el tiempo en que se ha logrado registrar la temperatura de equilibrio.

4.3.

Prepara las soluciones acidas y básicas

 Deben de estar a una misma concentración y volumen.  Con los datos obtenidos se deben hacer los cálculos para determinar los calores de disolución de los compuestos. 4.3. Determinación del calor de neutralización. 6

 Enjuagar el vaso del calorímetro y luego agregar 100 mI de agua destilada.  Agregar al vaso del calorímetro 50 mI, de solución de ácido clorhídrico 0.25N, previamente preparado, midiendo variaciones de temperatura durante la disolución. Efectuar una mezcla homogénea del agua y del ácido con una agitación suave, al mismo tiempo registrar la temperatura T0.  Después agregar al vaso del calorímetro 50 mI de solución de hidróxido de sodio 0.25 N.  Tapar luego el calorímetro y registrar las lecturas de temperaturas de mezcla, hasta que se logre una temperatura de equilibrio Te, mida el tiempo registrado al alcanzar la temperatura de equilibrio. 5. DATOS Y RESULTADOS CALOR DE NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO- BASE EN UN SISTEMA ABIERTO AISLADO 1ra Etapa: 𝑉agua = 400 𝑚𝑙. ºN 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 vc 16

t[s] 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150

T[ºC] 50,00 48,40 48,60 48,50 48,70 48,40 48,50 48,30 48,20 48,70 48,60 48,10 48,40 48,30 48,50 48,20

ºN 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31

t[s] 160 170 180 190 200 210 220 230 240 250 260 270 280 290 300

T[ºC] 48,1 48,5 48,3 48,2 48,4 48,8 48,7 48 48,2 48,4 48,7 48,3 48,2 48,3 48,4

T0 = 50 °C ; Tf = 48.50 °C ; te = 140 (seg)



ln T f  ln T0 te 7



ln 48,50  ln 50,00 140  0

   2,176 *10 4 [º C / s]

  0.0002176( sC ) *140(s)  0.030C

2da Etapa: Masa de agua fría Masa de agua caliente Temperatura del agua fría fuera del calorímetro Temperatura del agua fría dentro del calorímetro Temperatura del agua caliente Temperatura de equilibrio Tiempo de equilibrio de temperaturas 𝜋=

𝒎𝒇 = 𝟐𝟐𝟎 𝒈𝒓 𝑚𝐶 = 230 𝑔𝑟 Tf = 18 ℃ 𝑇𝑓′ = 18,9 ℃ TC = 58,5 ℃ 𝑇𝑒 = 37.0 ℃

−𝑚𝐶 𝐶𝑒 ∆𝑇1 — 𝑚𝑓 𝐶𝑒 ∆𝑇2 ∆𝑇3

Donde: ∆𝑇1 = 𝑇𝑒 − 𝑇𝑐 + ( − α) = 37,00 − 58,50 + (0,030) = −21,47 ℃ ∆𝑇2 = 𝑇𝑒 − 𝑇𝑓′ + ( − α) = 37,00 − 18,90 + (0,030) = 18,13 ℃ ∆𝑇3 = 𝑇𝑒 − 𝑇𝑓 + ( − α) = 37,00 − 18,00 + (0,030) = 19,03° 𝐶 𝜋=

−230(1)(−21,47) − 220(1)(18,13) 19,03 𝜋 = 49,89

𝑐𝑎𝑙 ℃

3ra Etapa: Preparación de la solución acida. T0 = 18 °C

C = 0.35 N

Tf = 19,1 °C (Cp) HCl  0.876(cal

V=100 (ml ) g C

)

Primero calculamos la masa de soluto que necesitamos porque tenemos volúmen.

8

𝑁=

𝑚𝑠 𝑃𝑀 𝐸𝑞 ∗ 𝑉𝑠𝑜𝑙

→

𝑚𝐻𝐶𝑙 = 𝑁 (

𝑃𝑀 )𝑉 𝐸𝑞 𝑠𝑜𝑙

36.5 100 𝑚𝐻𝐶𝑙 = 0.35 ( ) (0.1)( ) = 3,75 𝑔 1 34 𝑉𝐻𝐶𝑙 =

𝑚𝐻𝐶𝑙 3,75 =( ) = 3,15 𝑚𝑙 𝜌𝐻𝐶𝑙 1.19

𝑉𝐻2𝑂 = 100 − 3,15 = 96,85 𝑚𝑙

QHCl  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m HCl .(Cp) HCl (T f  T0 ) QHCl  96,85 *1* (19,1  18,0)  3,75 * (0.876) * (19,1  18,0)

QHCl  110,15cal PREPARACIÓN DE LA SOLUCIÓN BÁSICA: T0 = 19,0°C

Cc = 0.25 N

Tf = 23,4 °C

V=100 (ml )

(Cp) NaOH  0.750(cal

g C

)

𝑃𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑚𝐻𝐶𝑙 ( ) 𝑃𝑀𝐻𝐶𝑙 39,40 ∗ 3,75 𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 = = 4,11 𝑔 36,46 𝑉𝐻2 𝑂 = 100 − 4,11 = 95,89 𝑚𝑙 Q NaOH  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m NaOH .(Cp) NaOH (T f  T0 ) QNaOH  95,89 * 1 * (23,4  19,0)  4,11 * (0.75)(23,4  19,0) QNaOH  435,48cal

4ta Etapa: T0 = 23,5 °C

te = 12 (seg)

Tf = 24,6 °C El calor de disolución será: 𝑄 disolucion = Qdisol + Q disol = 110,15 + 435,48 acido−base

HCl

NaOH

9

𝑄 disolucion = 545,63 cal acido−base 𝑐𝑎𝑙

Finalmente el calor de neutralización será, 𝜋 = 49,89 ℃ reac 𝑄 = 𝑄 disolucion + 𝜋 ∆𝑇 neutralizacion

acido−base

𝑄

reac neutralizacion

= 545,63 + 49,89(24,6 − 23,5)

𝑄

reac neutralizacion

= 599,41 𝑐𝑎𝑙

CALOR DE REACCIÓN A PRESIÓN CONSTANTE EN UN SISTEMA AISLADO DE MAGNESIO METÁLICO CON SOLUCIÓN ÁCIDA 1RA ETAPA: DETERMINACIÓN DEL COEFICIENTE DE ENFRIAMIENTO (α) 𝑉agua = 400 𝑚𝑙. ºN 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

t[s] 0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 240

T[ºC] 56,90 56,70 56,50 56,50 56,50 56,40 56,80 56,70 56,60 56,30 56,20 56,20 55,90





ºN 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25

t[s] 260 280 300 320 340 360 380 400 420 440 460 480

T[ºC] 55,8 55,6 56 56 56,6 54,1 55,9 55,6 55,7 55,8 55,5 55,8

ln T f  ln TO t f  to

ln 56,20  ln 57,0 210  0

   6,73 *10 5 [º C / s]

  0.0000673( sC ) * 210(s)  0.014C 𝑇𝑒 = 56,20 ℃ 𝑡𝑒 = 210 𝑠 10

2DA ETAPA: DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE EQYUVALENTE DEL CALORÍMETRO. Masa de agua fría Masa de agua caliente Temperatura del agua fría fuera del calorímetro Temperatura del agua fría dentro del calorímetro Temperatura del agua caliente Temperatura de equilibrio Tiempo de equilibrio de temperaturas 𝜋=

𝒎𝒇 = 𝟐𝟐𝟎 𝒈𝒓 𝑚𝐶 = 230 𝑔𝑟 Tf = 17,8℃ 𝑇𝑓′ = 18,4 ℃ TC = 55,0 ℃ 𝑇𝑒 = 35,1 ℃ t = 144 s

−𝑚𝐶 𝐶𝑒 ∆𝑇1 — 𝑚𝑓 𝐶𝑒 ∆𝑇2 ∆𝑇3

Donde: ∆𝑇1 = 𝑇𝑒 − 𝑇𝑐 + ( − α) = 35,10 − 55,0 + (0,014) = −19,89 ℃ ∆𝑇2 = 𝑇𝑒 − 𝑇𝑓′ + ( − α) = 35,10 − 18,4 + (0,014) = 16,71 ℃ ∆𝑇3 = 𝑇𝑒 − 𝑇𝑓 + ( − α) = 35,10 − 17,8 + (0,014) = 17,31° 𝐶 𝜋=

−230(1)(−19,89) − 220(1)(16,71) 17,31 𝜋 = 51,90

𝑐𝑎𝑙 ℃

3RA ETAPA: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y MEDIDA DEL CALOR DE SOLUCIÓN. PREPARACIÓN DE LA SOLUCIÓN ÁCIDA. T0 = 17,6 °C

C = 0.35 N

Tf = 18,8 °C

V=100 (ml )

(Cp) HCl  0.876(cal

g C

)

36.5 100 𝑚𝐻𝐶𝑙 = 0.35 ( ) (0.1)( ) = 3,75 𝑔 1 34 𝑉𝐻𝐶𝑙 =

𝑚𝐻𝐶𝑙 3,75 =( ) = 3,15 𝑚𝑙 𝜌𝐻𝐶𝑙 1.19

𝑉𝐻2𝑂 = 100 − 3,15 = 96,85 𝑚𝑙 QHCl  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m HCl .(Cp) HCl (T f  T0 ) QHCl  96,85 *1 * (18,8  17,6)  3,75 * (0.876) * (18,8  17,6)

11

QHCl  120,16cal 4TA ETAPA: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE REACCIÓN T0 = 18,6 °C te = 3,15 (seg) Tf = 22,2 °C 𝑚𝑀𝑔 = 0,15 𝑔 𝑉𝐻2 𝑂 = 100 − 0,15 = 99,85 𝑚𝑙 (Cp) Mg  0.244(cal

g C

)

QMg  m H 2O .Cp(T f  T0 )  mMg .(Cp) Mg (T f  T0 ) QMg  99,85 * 1 * (22,2  18,6)  0,15 * (0.244)( 22,2  18,6)

QMg  359,6cal

El calor de disolución será: 𝑄disolucion = Q disol + Q disol = 120,16 + 359,6 acido−Mg

NaOH

HCl

𝑄disolucion = 479,76 cal acido−Mg 𝑐𝑎𝑙

Finalmente el calor de neutralización será, 𝜋 = 51,90 ℃ reac 𝑄 = 𝑄disolucion + 𝜋 ∆𝑇 neutralizacion

𝑄

reac neutralizacion

acido−Mg

= 479,76 + 51,90(22,2 − 18,6)

𝑄REACCIÓN = 667 𝑐𝑎𝑙 Para la comparación con un valor teórico realizamos el siguiente ejercicio SACADO DEL LIBRO DE CASTELLAN HCl .100aq  NaOH .100aq  NaCl(l ) .200aq  H 2 O

HCl ( g )  100aq  HCl.100aq NaOH ( s )  100aq  NaOH .100aq

NaCl( s )  200aq  NaCl.200aq

H   ?

 mol  H   44.04kJ mol  H   4.23kJ mol

H   73.61 kJ

12



1 H 2  1 Cl2  HCl 2 2

H   92.31 kJ

mol



 mol  H   411.15kJ mol  H   285.83kJ mol

Na  1 O2  1 H 2  NaOH 2 2

H   425.61 kJ

Na  1 Cl2  NaCl 2 1 O2  H 2  H 2 O 2

Teniendo los datos anteriores resolvemos la ecuación

HCl.100aq  HCl ( g )  100aq NaOH .100aq  NaOH ( s )  100aq NaCl( s )  200aq  NaCl.200aq HCl  1 H 2  1 Cl2 2 2 1 NaOH  Na  O2  1 H 2 NaOH 2 2 1 Na  Cl2  NaCl 2 1 O2  H 2  H 2 O 2

 mol  H   44.04kJ mol  H   4.23kJ mol  H   92.31kJ mol  H   425.61kJ mol  H   411.15kJ mol  H   285.83kJ mol H   73.61 kJ

HCl.100aq  NaOH .100aq  NaCl(l ) .200aq  H 2 O



H   57.18 kJ

mol



Con el ejercicio resuelto primero calculamos con cuantos moles de cada reactivo se hizo nuestra solución y luego lo resolvemos de igual manera que el ejercicio. Para la primera solución 0.9125  0.025molesHCl 36.5 99.8075   5.5molesH 2 O 18

n HCl  n H 2O

Para la segunda solución 1.02  0.025molesNaOH 40 98.98   5.5molesH 2 O 18

n NaOH  n H 2O

0.025HCl ( g )  5.5aq  0.025HCl.5.5aq

 H   119.864 cal 1 40 mol   13

0.025 NaOH ( s )  5.5aq  0.025NaOH .5.5aq

 H   299.235 cal 1 40 mol  

0.025 NaCl( s )  11aq  0.025 NaCl.11aq

 H   465.863 cal 1 40 mol  

Para que sea cal/mol multiplicamos las tres ecuaciones por 40



HCl  220aq  Cl.220aq

H   4794.56 cal

mol



0.0041868kJ    50.113kJ mol mol 1cal

NaOH  220aq  NaOH .220aq

H   11969.4 cal

NaCl  440aq  NaCl.440aq

H   18634.52 cal



kJ * 0.0041868   20.073kJ mol 1cal

mol

kJ 0.0041868   78.019kJ mol 1cal

Resolvemos la ecuación:

 mol  NaOH .220aq  NaOH  220aq H   50.113kJ mol  NaCl  440aq  NaCl.440aq H   78.019kJ mol  HCl  1 H  1 Cl H   92.31kJ 2 2 mol  NaOH  Na  1 O  1 H NaOH H   425.61kJ 2 2 mol  Na  1 Cl  NaCl H   411.15kJ 2 mol 1 O H H O  H   285.83kJ 2 mol HCl.220aq  HCl  220aq

2

H   20.073 kJ

2

2

2

2

2

2

2

HCl.100aq  NaOH .100aq  NaCl(l ) .200aq  H 2 O



H   117.227 kJ

mol



El valor experimental es de -117.227 (kJ/mol)



 57.18 kJ







mol * 220molesH O  125.796 kJ VALOR TEORICO 2 mol 100molesH 2 O

ValorTeorico  ValorEncontada *100 ValorTeorico  125.796  (116.227) Erel %  *100  7.61% 125.796

El error es: Erel % 

14

La eficiencia del experimento es:

Eficiencia  100%  Erel %  100  7.61  92.39%

7. OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES. Las observaciones fueron: Se debe tomar bien las mediciones de temperaturas y tiempos en la primera etapa, por que con los valores que se halle se hará las correcciones de temperaturas en la segunda y cuarta etapa. Se deben pesar bien las masas para la preparación de las soluciones acidas y básicas ya que con dichos valores se hallara el numero de moles de cada sustancia que interviene en la solución. Las conclusiones son: Se logro determinar el calor de neutralización, al efectuar una combinación química de una solución acida y básica, como proceso adiabático a presión constante. Se calculo la eficiencia del proceso de neutralización estableciendo una relación de calor de neutralización experimental a teórico, cuyo valor de eficiencia es de 93.19%

8. CUESTIONARIO 9.1 ) Explique e interprete cada uno de los resultados obtenidos en sus pruebas. En la primera etapa el objetivo es calcular α que es el coeficiente de enfriamiento con la siguiente expresión  

ln T f  ln T0 t f  t0

, es de – 0.0154 °C,

15

El la segunda etapa el objetivo es calcular π que es la constante equivalente del calorímetro para dicho objetivo se hará uso de la siguiente formula:



 mc .Ce.T1  m f .Ce.T2 T3

,el valor de π obtenido fue de 38.97 cal/°C .

La tercera etapa tiene como objetivo calcular el calor de disolución de la reacción para así calcular el calor de neutralización de cada una de las soluciones tanto acida como básica, para dicho objetivo se hará uso de la siguiente formula: QHCl  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m HCl .(Cp) HCl (T f  T0 ) y Q NaOH  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m NaOH .(Cp) NaOH (T f  T0 )

Los valores de calor de dilución para el acido es: QHCl  119.864cal y para el hidróxido es: QNaOH  299.235cal . En la cuarta etapa el objetivo es hacer uso de las anteriores etapas y calcular el calor de neutralización para la reacción, para esto se hace uso de la siguiente formula:

QNeu   QDisol  T para lo cual se debe tomar datos de tiempo de equilibrio y temperatura inicial como final realizando los cálculos correspondientes el valor obtenido fue: QNeu  465.863cal  0.465kcal . Para acabar el presente experimento se hace el cálculo de error o eficiencia con el valor teórico del calor de neutralización comparándolo con el valor experimental.  125.796  (117.227) E rel %  *100  6.81% 125.796 La eficiencia del experimento es:

Eficiencia  100%  Erel %  100  6.81  93.19% 9.2) Cómo determina el calor específico del agua, explique el método con cálculos, suponiendo algunos datos. Para la resolución de esta pregunta nos plantearemos los siguientes datos:

Masa ( m H O )

100 [g]

Temperatura inicial (TO) Temperatura final ( Tf )

15 oC 18 oC

2

16

Utilizamos la fórmula para calcular el calor específico de líquidos:

Ce  Además

Q m(T2  T1 )

We  q *V

We  I * t *V

Todos estos factores pueden ser calculados en una experiencia, es por eso que me planteo los siguientes datos:

Donde: I=Intensidad de la corriente t= tiempo V=Diferencia de potencial

I=15[C/s]

t=5[s]

V=16,5[J/C]

C  J  I  15  * 5 s  * 16,5   s C  I  1237,5 [ J ]  296,05 cal  La cantidad de trabajo es equivalente a la cantidad de calor

Q  We Reemplazando valores:

Ce 

296,05 [cal ] 100 g  * (18  15) O C

 

 cal  C e  0,9868 O  g C

Error

E

1  0,9868 *100  1,31% 1

9.3) Calcúlese el cambio de entalpía ∆H a 1000°K para la siguiente reacción en fase gaseosa: 17

CO2 (g) + H2 (g) = CO(g) + H2O(g) Utilizando de las tablas correspondientes las entalpías de formación de las sustancias a 25°C y las ecuaciones de tres términos de variaciones de las capacidades caloríficas con la temperatura, para cada componente del sistema.

H  298  H  Pr oductos  H  Re activos H  298  110.53  (241.814)  (393.51)



H  298  41.166 kJ

mol



Cp(CO2 ) / R  3.025  5.083 *10 3 T  17.13 *10 7 T 2 Cp( H 2 ) / R  3.4958  0.1006 *10 3 T  2.419 *10 7 T 2

Cp(CO) / R  3.1916  0.9241 *10 3 T  1.41 *10 7 T 2 Cp( H 2 O) / R  3.633  1.195 *10 3 T  1.34 *10 7 T 2

Cp / R  3.1916  0.9241*10 3 T  1.41*10 7 T 2  3.633  1.195 *10 3 T  1.34 *10 7 T 2 



 3.205  5.083 *10 3 T  17.13 *10 7 T 2  3.4958  0.1006 *10 3 T  2.419 *10 7 T 2



Cp  R * (0.1238  2.8633 *10 3 T  1.4641*10 6 T 2 ) 1273



298

1273

CpdT  R * (0.1238

298

1273

dT  2.8633 *10 3 

298

1273

TdT  1.4641*10 6 

298

T 2 dT )

1 1    R * 0.1238(1273  298)  (2.8633 *10 3 )(1273 2  298 2 )  (1.4641 *10 6 )(12733  298 3 ) 2 3  

 R * (120.705  2192.894  993.865)  8.3144 * (1078.324) 1273



298



CpdT  8965.617 J 1273

H 1273  H 298  

298

mol

  8.965kJ mol

CpdT

H 1273  41.166  80965



H 1273  32.201 kJ

mol



9.4) En un vaso calorimétrico con un agitador y su termómetro se tiene 200 gramos de agua a la temperatura de 15°C y con el fin de detem1inar la constante equivalente en agua del calorímetro (vaso, agitador y termómetro) se añaden 150 gramos de agua a-la temperatura de 25°C. La temperatura de equilibrio de la mezcla es de 19°C. ¿Cuál es la constante equivalente en agua del calorímetro que se busca?. 18

DATOS m H 2O  200 [ g ] T  15 O C m' H 2O  150

Hallamos T T1  (19  15) O C  4 O C T2  (19  15) O C  4 O C T3  (19  25) O C  6 O C

T '  25 O C

Hallamos la constante equivalente

Te  19 O C



 mc CeT1  m f CeT2 T3

Re emplazando datos :  cal   cal   200[ g ]1 O  4 O C  150[ g ]1 O  4 O C  g C  g C  O 6 C  Cal    233,33 O   C

9.5) Un calorímetro de latón de 200 gran10s contiene 501.2 gramos de agua a la temperatura de 20°C; se introducen 250 gramos de plomo a 100°C y la temperatura final de equilibrio es de 21.32°C. ¿Cuál es el calor específico del plomo?

Hallamos T

DATOS m Cal  200 [ g ] m H 2O  501,2 [ g ] T  20 [ O C ] m Pb  250[ g ] T  100 C O

T1  (21,32  20) O C  1,32 O C T2  (21,32  20) O C  1,32 O C T3  (21,32  100) O C  78,68 O C



 mcCeT1  m f CeT2 T3

Te  21,32[ C ] O

19

Re emplazando datos :  cal   cal   200[ g ]1 O  (1,32) O C  751,2[ g ]1 O  (1,32) O C  g C  g C  O  78,68 C  Cal 

  15,9581 O   C Sabemos que:

  m Pb Ce  Ce 

Ce 

 m Pb

 Cal  15,9581 Cal  0,06 O  O 250 g C g C

9.6) A partir de los calores de solucion a 25°C: HCl(g) + 100H2O = HCl.100 H2O

∆H°= - 73.61 (kJ/mol)

NaOH(s) + 100H2O = NaOH.100 H2O

∆H°= - 44.04 (kJ/mol)

NaCl(s) + 200H2O = NaCl.200 H2O

∆H°= + 4.23 (kJ/mol)

Tomando los calores de formación de HCl(g), NaCl(s), NaOH(s) y H 2O(l) de tablas. Calcúlese ∆H° para la reacción. HCl .100aq  NaOH .100aq  NaCl(l ) .200aq  H 2 O

HCl ( g )  100aq  HCl.100aq NaOH ( s )  100aq  NaOH .100aq

NaCl( s )  200aq  NaCl.200aq

H   ?

 mol  H   44.04kJ mol  H   4.23kJ mol  H   92.31kJ mol  H   425.61kJ mol  H   411.15kJ mol  H   285.83kJ mol

H   73.61 kJ

1 H 2  1 Cl2  HCl 2 2 Na  1 O2  1 H 2  NaOH 2 2 Na  1 Cl2  NaCl 2 1 O2  H 2  H 2 O 2 Teniendo los datos anteriores resolvemos la ecuación

HCl.100aq  HCl ( g )  100aq



H   73.61 kJ

mol

 20

NaOH .100aq  NaOH ( s )  100aq NaCl( s )  200aq  NaCl.200aq HCl  1 H 2  1 Cl2 2 2 1 NaOH  Na  O2  1 H 2 NaOH 2 2 1 Na  Cl2  NaCl 2 1 O2  H 2  H 2 O 2

 mol  H   4.23kJ mol  H   92.31kJ mol  H   425.61kJ mol  H   411.15kJ mol  H   285.83kJ mol

H   44.04 kJ

HCl.100aq  NaOH .100aq  NaCl(l ) .200aq  H 2 O



H   57.18 kJ

mol



9. BIBLIOGRAFIA. Ing. Mario Huanca Ibáñez,”Guía de Practicas de Laboratorio de Fisicoquímica”,Edit.F.N.I. , Oruro – Bolivia – 2000 Garland * Shoemaker,”Experimentos de Fisicoquímica”, Edit. Unión Tipográfica Editorial Hispano – Americana , Mexico – 1968 Samuel H. Maron y Carl F. Prutton,”Fundamentos de Fisicoquímica”,Edit. Limusa, México-1975 www.geocities.com www.winaborth/lab-fisqmc-para_estudiantes/logimaster.com www.quimica_fisica2/alv/estarmat.com www.wikipedia.com

21

10. APENDICE

La presente formula nos permite calcular el calor T

Q   Ci( productos  calorimetro)dT T0

La siguiente formula se hace uso en la primera etapa para calcular el coeficiente de enfriamiento ln T f  ln T0  te La siguiente formula nos permita calcular la constante equivalente del calorímetro, el cual se hizo uso en la segunda etapa.



 mc .Ce.T1  m f .Ce.T2

T3 La siguiente formula se hizo uso en la tercera etapa para calcular la masa de solote que debía tener la solución acida ya que teníamos datos de volumen y se requería tener datos de masa.

ms VSOL * Eq La siguiente formula se utilizo en la tercera etapa para calcular el calor de dilución de N

los compuestos, para luego poder calcular el calor de neutralización de la solución. QHCl  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m HCl .(Cp) HCl (T f  T0 ) Q NaOH  m H 2O .Cp(T f  T0 )  m NaOH .(Cp) NaOH (T f  T0 )

22

La siguiente formula se utilizo para calcular el calor de neutralización de la solución, esto se lo uso en la cuarta etapa. QNeu   QDisol  T

QNeu  QNaOH  QHCl  T Las siguientes formulas se la utilizaron para calcular la eficiencia del experimento

Erel % 

ValorTeorico  ValorEncontada *100 ValorTeorico

Eficiencia  100%  Erel %

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