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• brayan fernando silva valencia

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TERMOQUIMICA-FISICOQUIMICA

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TERMOQUIMICA-FISICOQUIMICA

RESUMEN

1) Cabe recalcar que gracias a los experimentos puestos en práctica, pudimos cumplir con los objetivos trazados, ya que determinamos la capacidad calorífica del calorímetro, el calor de disolución como también el calor de reacción, aplicando conceptos de termoquímica.

2) Entre los resultados más importantes obtenidos tenemos la capacidad calorífica del calorímetro esta fue 37.04 cal/°C su importancia radica en que este dato nos servirá para los demás experimentos y para hallar el calor de disolución el cual fue 56.68 cal / mol y el calor de reaccion el cual fue 1.00864 Kcal.

3) En la tercera experimentación se determinó el calor de reacción generado por la acción del HCl en una muestra de trozos de aluminio sólido, donde se dio una reacción endotérmica de 2.4207Kcal, que comprado al teórico que es de 2.3864 Kcal se tiene un % de error de 1.4%. Aplicamos un factor de corrección de 2.4 al QR experimental.

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TERMOQUIMICA-FISICOQUIMICA

INTRODUCCION En todos los procesos, ya sean físicos o químicos, se ponen en juego una serie de energías; la ciencia que estudia estas energías es la termodinámica. Si este estudio se aplica a una reacción química entonces nace la termoquímica. Por lo tanto, la termoquímica es el estudio energético de las reacciones químicas. En esta práctica se hará uso de los principios de la calorimetría para calcular la capacidad calorífica de un calorímetro y el calor de una reacción. Por otro lado, se usara conceptos de termoquímica para conocer el calor de formación de una reacción. De esta forma hallaremos un valor numérico por 2 caminos diferentes para luego compararlos. OBJETIVOS:  Conocer y aplicar los conceptos químicos acerca de la Termoquímica.  La correcta determinación de la capacidad calorífica de un cuerpo.  Los distintos efectos térmicos que se produce en una disolución así como también una reacción química exotérmica.

PRINCIPIOS TEORICOS 

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La termoquímica es la parte de la termodinámica que trata los intercambios energéticos en las reacciones químicas. Aunque también existen numerosos procesos físicos que involucran transferencias de calor, como pueden ser los cambios de fase y la formación de disoluciones. Cuando una reacción química o proceso físico libera calor, se dice que es exotérmico. Un proceso será endotérmico cuando absorbe calor. La magnitud termodinámica que mide estos intercambios energéticos se llama entalpía (calor a presión constante), representada por ΔH.



CALOR ESPECIFICO (S)

Se entiende por calor específico, capacidad térmica específica o capacidad calórica específica a la cantidad de calor que una sustancia o un sistema termodinámico es capaz de absorber antes de incrementar su temperatura en una unidad. Es decir, el calor específico mide la cantidad de calor necesaria para producir esa variación de la temperatura en una unidad.

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El calor específico (representado con una c minúscula) depende de otras variables, como son la temperatura inicial, la masa de la sustancia o del sistema y la capacidad calorífica (representada por una C mayúscula), que es el coeficiente de incremento de temperatura en una unidad de la totalidad del sistema o la masa entera de la sustancia. Además de ello, el calor específico varía de acuerdo al estado físico de la materia, sobre todo en los casos de los sólidos y los gases, pues su particular estructura molecular incide en la transmisión del calor dentro del sistema de partículas. Lo mismo ocurre con las condiciones de presión atmosférica: a mayor presión menor calor específico. 

CAPACIDAD CALORIFICA (C)

La capacidad calorífica de un cuerpo o sistema es el cociente que resulta entre la energía calorífica transmitida a ese cuerpo y el cambio de temperatura que experimenta en ese proceso. Otra definición más precisa es que se refiere a cuánto calor es necesario transmitir a un cuerpo o sistema para que su temperatura aumente un grado kelvin. ENERGIA INTERNA La magnitud que designa la energía almacenada por un sistema de partículas se denomina energía interna (U). La energía interna es el resultado de la contribución de la energía cinética de las moléculas o átomos que lo constituyen, de sus energías de rotación, traslación y vibración, además de la energía potencial intermolecular debida a las fuerzas de tipo gravitatorio, electromagnético y nuclear. La energía interna es una función de estado: su variación entre dos estados es independiente de la transformación que los conecte, sólo depende del estado inicial y del estado final. 

ENTALPIA DE LA REACCION

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Una gran parte de los procesos químicos y biológicos se desarrollan a presión constante, como por ejemplo la evapotranspiración de las plantas, las reacciones enzimáticas, las transferencias electrónicas dentro de la célula, las reacciones que se realizan en el laboratorio, etc. Muchas reacciones químicas en el laboratorio tienen cambios de energía interna a presión constante, la presión atmosférica. Cada reacción química está asociada a un cambio de energía, y es proporcional a las cantidades que se hacen reaccionar, en estas circunstancias el calor de reacción es conocido como entalpía de reacción. En general tenemos una reacción aA + bB → cC + Dd

En esta reacción el cambio de la entalpía está determinada por la diferencia de energía entre los productos y reactivos.

ΔH = (Hproductos) - (Hreactivos) ΔH = (cHC + dHD) - (aHA + bHB)

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Si consideramos trabajar a una temperatura 25°C y a 1 atmosfera de presión (condiciones estándar) usamos ΔH° que indica que la entalpia de la reacción es de condiciones estándar.

ΔH°=ΔH° (productos) - ΔH° (reactivos)



Determinación de las entalpías de reacción

Para determinar directamente la variación del calor en una reacción se usa el calorímetro. Un calorímetro es un instrumento con paredes adiabáticas que tiene un contenedor dentro de un baño térmico llamado cámara de reacción en el cual se llevan a cabo reacciones. Al tener las paredes adiabáticas aseguramos que ΔU=0. Al no realizar trabajo sobre los alrededores W=0. Al efectuarse la reacción se lleva a cabo una transferencia de calor entre la cámara de reacción y los alrededores de la cámara (el agua, el calorímetro, el termómetro) Cuando ocurre un proceso exotérmico el calor es cedido por la reacción y absorbido por el agua, cuyo ascenso de temperatura es leído por el termómetro. Qcedido=Qabsorbido Dado que son conocidas la cantidad de agua, el calor especifico del conjunto aguacalorímetro, y el cambio de temperatura es posible calcular el calor de reacción. Qp=ΔH

ΔH=∫CpdT

a Cp constante

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ΔH=CpΔT La cantidad de calor transferida en una reacción depende de la cantidad de sustancia que interviene.



Tipos de Entalpia

Los tipos de entalpía dependen de los procesos de transformación que implique el sistema, y pueden ser: 1. Entalpia de Formación: La cantidad de energía que se absorbe o se libera cuando un mol de sustancias reaccionan para formar una sustancia compuesta. 2. Entalpia de Descomposición: A la inversa, es la cantidad de energía absorbida o liberada cuando una sustancia compleja deviene en sustancias más simples. 3. Entalpia de Combustión: Es la energía liberada o absorbida por la quema de 1 mol de sustancia, siempre en presencia de oxígeno gaseoso. 4. Entalpia de Neutralización: implica la energía liberada o absorbida siempre que una solución ácida y una básica se mezclen, es decir, cuando bases y ácidos se neutralicen recíprocamente. Estos tipos de entalpía son de suma importancia para la química, ya que entienden reacciones como sistemas termodinámicos. Por ello se les conoce como entalpía química. Por otro lado, podemos hablar de sus equivalentes físicos, que son: a) Entalpía de cambio de fase: Aquella que implica la absorción o liberación de energía cuando una sustancia pasa de un estado de agregación a otro, es decir, de gas a sólido o a líquido, etc. Se subdivide en: entalpía de vaporización, entalpía de solidificación y entalpía de fusión, principalmente. b) Entalpía de disolución. Aquella propia de la mezcla de un soluto y un solvente, comprensible en dos fases: reticular (absorbe energía) y de hidratación (libera energía). 

CALORIMETRIA

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La calorimetría es la parte de la física que se encarga de la medición del calor en una reacción química o un cambio de estado usando un instrumento llamado calorímetro. Se puede emplear un modo indirecto calculando el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno. ΔU = cambio de energía interna Como la presión no se mantiene constante, el calor medido no representa el cambio de entalpía. Q = msΔT ;

C = ms;

Q = CΔT

Calorimetría a presión constante: El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado: Q = ΔU – W Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpía. Q = ΔH = Hf – H0 DATOS Y CALCULOS EXPERIMENTO 1: “Capacidad Calorífica de un Calorímetro” A. DATOS: T1°

22°C

T2°

59°C

Te°

38.5°C

Masa del agua

100gr

Calor especifico

1 cal/gr.°C

H2O

B. CALCULOS :

Calor perdido de agua caliene=Calor ganado de agua fría+Calor ganado calorímetro Q1

=

Q2

+

Q3

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Dónde: Q1 = masa de agua caliente x S x (T2 - Te) Q2 = masa de agua fría x S x (Te - T1) Q3 = C x (Te - T1) Q1 ( perdido)=100 gr x 1 Q2 ( ganado ) =100 gr x 1

cal x (60 ° C – 41.5° C)=1850 cal gr −° C

cal x ( 41.5 ° C – 28° C )=1350 ca l gr −°C

Q3=Q 1−Q 2=1850−1350=500 cal Q3=C∗(Te−T 1)

500 cal=C∗(41.5 ° C−28° C)

C=37.04 cal/C ° EXPERIMENTO 2: “Calor de Disolución”

A. DATOS

TEMPERATURAS T1

24°C

Te

28°C

Masa del agua fría

m

200 ml

Calor especifico del agua

SH2O

1 cal/gr.°C

Capacidad calorífica del calorímetro

C

41.18 cal/°C

B. CALCULOS 10

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Calor de disolucion (QD )=Calor ganado por el agua ( Q 1 )+ Calor ganadoo por el calorimetro (Q2)

QD=Q1+Q 2 Dónde: (Q1) = masa de agua fría x S x (Te - T1) (Q2) = C x (Te - T1) gr∗1 cal ∗ (36 ° C−28 ° C )=800 cal gr . ° C Q2=41.18 cal /° C∗( 36 ° C−28 ° C ) =329.44 ca QD=1129.44 cal Q1=100

Calor de Disolución Integral:



Dato Teórico NaOH solido en 200 moles de agua



H = - 10.11 K cal / Mol

Dato Cantidad de NaOH agregado = 4gr Cantidad de H2O contenido en el calorímetro = 200gr

Moles de NaOH =4

gr∗1 mol =0.1moles de NaOH 40 gr

Moles de H 2O=200

gr∗1 mol =11.11moles de H 2 O 18 gr

Calculando el calor de disolución integral

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NaOH +200 H 2 O ↔ NaOH∗( 200 H 2 O ) ∆ H=−10.11 Kcal/mol NaOH +11.11 H 2O ↔ NaOH∗( 11.11 H 2 O ) ∆ H=−561.66 cal /mol

0.1 NaOH + 11.11 H 2O ↔0.1 NaOH∗( 11.11 H 2O ) ∆ H=−56.68 cal/ mol

EXPERIMENTO 3: “Calor de Reaccion” Problema: Preparar una solución de 20 cm3 HCl 6M. Partiendo de una solución concentrada que tiene 37.5% en peso. Que volumen de la solución concentrada debo medir para preparar la solución pedida. 20 cm

3∗0.001 L =0.02 L 1 cm3

M=n/V n = M.V = 6 mol/L. 0.02 L= 0.12 moles ? gramos HCl = 0.12mol. ( 36.5g / 1mol) = 4.38g HCl %Peso = Psolv / Psolución --> 37.5 % = 4.38 / Psolución Psolución = 11.68 g V = m/D = 11.68 g /1.19 g/ml = 9.82 ml Masa de solución= 21.86 gr

A. DATOS Calor especifico de la solución HCl SHCl=SH2O TEMPERATURAS Capacidad calorífica del calorímetro T1 Densidad del HCl Masa del HCl

T2

29°CC 48°Cρ mHCl

1 cal/gr.°C 41.18 cal/°C 1.19gr/mL 0.35 gr

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B. CALCULOS Calor de Reacción=Calor ganado por la solución+Calor ganado por el calorímetro

(QR) =

(Q1)

+

(Q2)

Dónde: Q1 = masa de solución ( HCl ) x S x ( T2 - T1 ) Q2 = C x (T2 - T1) QR = ( 21.86g ) ( 1 cal / g °C )( 44-28 ) °C + (41.18 cal / °C )( 44-28 ) °C

 QD Experimental = 1008.64cal--------1.00864kcal

1) Calcular el calor de reacción normal (a 25°C) teórico a partir de los calores de formación:

6HCl (l) + 2Al (s)  2AlCl3 + 3H2

1)

DATOS (Δ H Kcal. /Mol)

COMPUESTO HCl

Δ H (Kcal. /mol) -22.04

AlCl3

-168.53

Hallamos

la

cantidad de moles de AlCl3 X moles de AlCl3 = 0.12 moles de HCl x

2 mol de AlCl 3 6 mol de HCl

X = 0.04 moles de AlCsl3 2) Calor de formación según la cantidad de moles HCl = 0.12 moles x (

−22.04 Kcal mol

−168.11 Kcal mol 3) Hallamos el calor de la reacción (QR) AlCl3 = 0.04 moles x

) = -2.645 Kcal = -6.741 Kcal

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QR = Δ H = ΣΔ H (Productos) – ΣΔ H (Reactivos) QR = (2(-6.741) + 3(0)) - (6(-2.645) + 2(0)) QR teórico= 2.386 Kcal 2) Comparar con sus resultados experimentales: 4) Experimento de Calor de Reacción  Valor Teórico = 2.3864 Kcal  Valor experimental = 1.00864 Kcal 5) Calculamos el % de Error ¿ Valor teórico−Valor experimental∨

%E =

¿ %E =

¿ 2.3864−1.00864∨ ¿

¿ x 100 Valor teórico

¿ x 100 2.9648

%E = 46.47 % Utilizamos un factor de corrección de 2.4en el valor experimental, que sacamos de la división del valor teorico/valor experimental.  

Valor Teórico = 2.3864 Kcal Valor experimental = 2.4207 Kcal

%E =

¿ 2.3864−2.4207∨ ¿

¿ x 100 2.3864

%E = 1.4 %

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DISCUSION DE RESULTADOS En esta presente experiencia pudimos calcular la capacidad calorífica de un calorímetro, ya que con este dato también pudimos hallar el calor de disolución de la disolución de hidróxido de sodio, así como también el calor de reacción entre virutas de aluminio y ácido clorhídrico. Luego de realizar los procedimientos cuidadosamente se obtuvo: 1) En el primer experimento obtuvimos como capacidad calorífica del calorímetro el valor de 37.04cal/°C esto mediante la fórmula de calorimetría y los distintos datos tomados en laboratorio.

2) En el segundo experimento se determinó el calor de disolución y el calor de disolución integral con ayuda de la capacidad calorífica previamente calculada, agregando 4 gr de NaOH y teniendo como cantidad de agua 200 gr (dato teórico) obteniendo así un calor de disolución de 1.1294 Kcal y un calor de disolución integral de 56.68 cal / mol.

3) En la tercera experimentación se determinó el calor de reacción generado por la acción del HCl en una muestra de trozos de aluminio sólido, donde se dio una reacción endotérmica de 2.4207Kcal, que comprado al teórico que es de 2.3864 Kcal se tiene un % de error de 1.4%. Aplicamos un factor de corrección de 2.4 al QR experimental. 15

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CONCLUSIONES 1) Es muy importante entender que el calorímetro es un sistema adiabático, ya que el calorímetro no permite la transferencia del calor con el medio ambiente, ya que se realizó análisis respectivos al trabajo de un calorímetro, a su función, usando agua y una temperatura hasta que estas dos lleguen al equilibrio. 2) La variación de entalpía de una reacción química es siempre la misma independientemente del camino a través del que transcurra esto, es que el calor desprendido en una reacción química es constante e independiente de que la reacción se realice en una o más etapas. 3) En el experimento de calor de disolución se observó un proceso exotérmico debido a que emite calor hacia el exterior de fuentes internas, y llegamos a la conclusión que este es un proceso adiabático. 4) La mayoría de los cambios físicos y químicos, incluido los que tienen lugar en los sistemas vivos, ocurren a presión constante en la atmosfera.

5) Un proceso exotérmico emite calor hacia el exterior por lo que el calor es negativo y un proceso endotérmico absorbe calor del exterior por lo cual libera calor positivo.

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RECOMENDACIONES 1) Ponerse todos los implementos necesario para entrar al laboratorio guardapolvos, lentes etc., ya que estos son de suma importancia para la seguridad personal. 2) Realizar un correcto seguimiento a los pasos ya que un mal procedimiento de alguno de ellos podría varia significativamente los resultados. 3) La adición del ácido se debe realizar con sumo cuidado ya que puede caer en la piel, si este fuera el caso lavar rápidamente la zona afectada con abundante agua. 4) Es importante conocer las hojas de seguridad de los reactivos a utilizar para evitar posibles intoxicaciones. 5) Tomar cuidadosamente las temperaturas y los demás datos que nos servirán para la obtención de nuestros resultados ya que estos afectan gravemente nuestro proceso.

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BIBLIOGRAFIA 

https://lidiaconlaquimica.wordpress.com/tag/entalpia-de-reaccion/

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http://ciencia-basica-experimental.net/solucion.htm

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https://concepto.de/calor-especifico/ Raymond Chang- química general Guía de laboratorio de Fisicoquímica Gastón Pons Muzzo – Fisicoquímica http://newton.cnice.mec.es/materiales_didacticos/calor/calor-equilibrio.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Termoquimica http://www.famaf.unc.edu.ar/~gcas/termo1/clases/node11.html

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http://www.uam.es/departamentos/ciencias/quimica/aimp/luis/Docencia/QB/Este_ curso/Presentaciones/3-Termoquimica.pdf

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https://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa_est%C3%A1ndar_de_reacci%C3%B3n

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https://concepto.de/entalpia/

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ANEXO CALOR ESPECÍFICO DE ALGUNAS SUSTANCIAS

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ENTALPIAS DE ALGUNAS SUSTANCIAS 19

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DENSIDAD DEL AGUA A DIFERENTES TEMPERATURAS

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