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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 [12130124]
Centeno Ramos, José [12130078]
Portal Prieto, Julio [12130100]
[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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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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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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Bagueta
Balanza Digital
Plomo
Aluminio
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Hierro
Cobre
Reactivos
Ácido Sulfúrico 18M
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Ácido sulfúrico 0.25M
Hidróxido de Sodio 0.5 M
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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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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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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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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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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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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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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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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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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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∆ 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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VII. Anexo
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