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PRACTICA 6 LEY DE KIRCHHOFF LAW OF KIRCHHOFF

RESUMEN. A través de esta práctica, se pudo observar el calor desprendido que presentan algunas de las reacciones, en este caso de un ácido con una base, midiendo la variación de la temperatura producida por las mismas. La práctica se realizó en dos etapas; la primera, agregando la base (NaOH) al agua, seguidamente agregando un ácido fuerte (HCl).La segunda, adicionando en primer lugar el ácido al agua, seguido la base, para ambas etapas se registró la temperatura , lo cual nos permitirá mostrar los resultados obtenidos. PALABRAS CLAVE: Acido, base, diluido, temperatura, calor de una reacción. ____________________________________________________________________________

ABSTRAC. With this practice, it was observed that the heat released from the reactions have some, in this case of an acid with a base, by measuring the temperature variation produced by the same. The practice was conducted in two stages: the first, adding the base (NaOH) water, then adding a strong acid (HCl) Second, by adding first the acid to the water, followed by the base, for both stages was recorded. Temperature, which allow us to display the results.

5. 6. 7. 8.

20112150022 20112150044 20112150062, [[email protected]] 20112150119

KEYWORDS: acid, base, diluted, temperature, heat of reaction. INTRODUCCION. LEY DE KIRCHHOFF: Se refiere al efecto de la temperatura sobre el calor de reacción. El calor de reacción es la diferencia entre la suma de entalpías de los reactivos y de los productos de la reacción, pero como unos y otros difieren en el color que absorben al variar de temperatura, por ser distinta su capacidad calorífica, el calor de reacción varía con la temperatura. Si la capacidad calorífica de los reactivos es mayor que la de los productos, el calor de reacción será

mayor a temperatura más elevada y, a la inversa, si es mayor la de los productos, el calor de reacción disminuirá al elevar la temperatura. La ley de Kirchhoff dice que: la variación de la cantidad de calor producida en una reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es igual a la diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas molares de los reactivos y de los productos de la reacción.

m= es la masa de cada una de las sustancias que han absorbido dicho calor. Ce= es el calor especifico de cada sustancia, el calor necesario para que un gramo de esa sustancia, aumente un grado de su temperatura. Q(disolución) =Ce*m*λT

Q (reacción) + Q (disolución) = 0 LEY DE HESS: la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, partiendo de un estado inicial y llegando a otro final es siempre la misma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases. La ley de Hess, se utiliza , para predecir el cambio de entalpia en una reacción, se puede considerar que el calor de las reacciones se invierte en aumentar la temperatura de la disolución y la del vaso no teniendo en cuenta las perdidas al exterior. Para calcular el calor de cada reacción aplicamos la ecuación: Q = m*ce*λT Q= Es el calor absorbido por las sustancias existentes tras haberse producido la reacción, el mismo por tanto que se haya desprendido en la misma.

Tomada de: http://www.100ciaquimica.net/temas/t ema5/punto6.htm Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se deben cumplir siempre: Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una reacción que se realiza a una Temperatura y a una Presión determinadas, es siempre el mismo, independientemente de la que reacción transcurra en uno o varios pasos. Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es directamente proporcional a la cantidad de reactivo utilizado o de producto obtenido.

Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos reacciones inversas, son iguales en magnitud pero de signo contrario.

que alcanza la reacción, inmediatamente agregamos la solucion de HCl (1M) y de nuevo registramos la temperatura máxima alcanzada por la reacción.

Materiales

a) NaOH (s) + agua = NaOH ( ac) b) NaOH (ac) + HCl (1M) = NaCl (ac) + agua

   

2 beacker de 50 ml 2 probetas de 50-100 ml 1 termómetro 1 agitador

Reactivos   

NaOH (solido) HCl (1M) Agua destilada

Procedimiento RUTA 1 Se pesó 1 gr de NaOH, adicionamos 25 ml de agua destilada en un beacker junto con 25 ml de HCl, registramos la temperatura, luego, agregamos cuidadosamente el NaOH (Solido) al agua y agitamos para que se disuelva y así de esta manera poder tomar la temperatura máxima

RUTA 2 De nuevo pesamos 1gr de NaOH(s) y en los dos Beackers adicionamos 25 ml de agua destilada y 25 ml de HCL 1M, realizando la medición respectiva de la temperatura. Esta vez agregamos primero el HCL al agua. Registramos la temperatura, así esta no cambie (lo cual es posible, porque sé está diluyendo más una solución) e inmediatamente agregamos cuidadosamente el NaOH (s) al HCL diluido, agitamos y de nuevo registramos la temperatura máxima. c) HCI (1M) + agua = HCl (diluido) d) HCI (diluido) + NaOH (s) = NaCl (ac) + agua

RESULTADOS

Tabla1. TABLA DE DATOS Masa del agua T inicial Ambiente T inicial con Hielo T final ΔT del agua Masa de la vela

147g 20°C 10°C 30°C 20°C 74,8g

Masa lata pequeña Masa lata grande Agitador Tapa con papel aluminio Termómetro Masa final del sistema

27,5g 73,4g 25,6 13,3g 21,8g 384,5g

De acuerdo a: Q=m ×Cp ×∆ T Se halló el calor del sistema:

(

Q=( 0,384 Kg ) × 2,5

KJ ×(30° C−10 ° C ) Kg ° C

)

Q=19,225 KJ

Para Hallar el calor de combustion de la cera de la parafina: Q=

Q Sistema M Vela

Q=

19,225 KJ 0,0748 Kg

Q=257,02 KJ / Kg

DISCUSIÓN DE RESULTADOS De acuerdo a la práctica realizada debemos analizar varios factores que influyeron en los resultados. Primero la calibración del termómetro es una falla tecnica, segundo el tiempo en que se transfiere el agua a una T 2 ,

afecta que en este paso se ceda calor al ambiente, al igual que cuando se agrego el hielo para bajar la temperatura y por supuesto errores humanos. Apartir de los calculos realizados, y partiendo del hecho de que no se

podria hallar exactamente el calor de la parafina si no de su cera, se observa la cantidad de calor transferido por el sistema que fue de 19,225 KJ , tomandose como referencia este dato para hallar el calor de combustion de la vela. CONCLUSIONES 

El calor del sistema depende de la ΔT y la masa del mismo.



Se logro determinar que la capacidad calorifica de la

parafna influye en la emisión o absorción del calor. BIBLIOGRAFIA 



[1] Maron y Prutton, Fundamentos de Fisicoquimica, editorial LIMUSA. [2] Ball W. David, FISICOQUIMICA, Mexico D.F, 2005.