Facultad de Química, Ingeniería Química e Ingeniería Agroindustrial

E.A.P. de QUIMICA

PRÁCTICA Nº 1:

ABSORCIÓN DE CALOR

Integrantes:

Chamorro Asto, Deyni Oswaldo ( 14070006 )Ceballos Olivera, Carlos Amaru ( 14070005 )Mego de la Cruz, Froy Kevin ( 14070083 )

Profesor:

Ing. Manuel Bejar

Fecha de laboratorio:

Viernes 5 de Septiembre del 2014

OBJETIVOS

Determinar la capacidad calorífica de un recipiente cualquiera que se utilice como calorímetro.

Determinar el calor específico de un metal. Comprobar el calor de disolución y de neutralización en diferentes condiciones.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A) DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DEL CALORIMETRO “K”

En un vaso de precipitado, que usamos como calorímetro, agregamos 100 mL de agua potable (equivalentes a 100 g).

Con un termómetro, tomamos la temperatura del agua temperatura ambiente. En un segundo vaso de precipitado de 100mL Colocamos 100 mL (100 g) de agua potable,

luego la calentamos en la llama del mechero mientras mediamos su temperatura con el termómetro, hasta que el agua alcanzó los 42 °C. Luego anotamos las observaciones.

Una vez medida la temperatura del agua, pasamos a enfriar el termómetro en agua fría. A continuación, vertimos los 100 mL de agua caliente en el calorímetro con agua a

temperatura ambiente, agitamos suavemente y medimos la variación de temperatura hasta que el termómetro marcó un valor estable. Luego anotamos las observaciones.

B) DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DEL CALORÍMETRO “K”

En el calorímetro, colocamos 100 mL de agua potable a temperatura ambiente, medimos su temperatura y la anotamos.

Tomamos una muestra de Plomo y medimos su masa en una balanza digital, anotando el valor.

Tomamos la muestra y la colocamos en un baño de arena, luego sometimos la muestra en arena a la llama del mechero durante unos minutos. Mientras se calentaba la muestra, mediamos la variación de la temperatura con el termómetro evitando que esta exceda a los 100°C. Anotamos

Inmediatamente la temperatura alcanzó su máximo, sumergimos la muestra con cuidado en el calorímetro con agua y medimos las variaciones de temperatura. Luego anotamos las observaciones.

C) ESTUDIO CUANTITATIVO DE LA ENERGÍA DURANTE LOS CAMBIOS QUÍMICOS.

En un calorímetro agregamos 100 mL de agua destilada y medimos su temperatura a condiciones ambientales. A continuación añadimos 1,5 mL de H2SO4 18M medimos la variación de temperaturas. Anotamos las observaciones y calculamos la variación de calor.

En el calorímetro añadimos con la ayuda de una probeta, 50ml de NaOH 0.5M, anotamos la temperatura y a continuación medimos 50ml de H2SO4 0.25M y agregamos a este último al calorímetro midiendo la variación de temperatura, luego anotamos las observaciones y calculamos la variación de calor.

En el calorímetro añadimos 100ml de NaOH 0.5M, midiendo también su temperatura. A continuación tomamos con la ayuda de una pipeta medimos 1.5ml de H2SO4 18M lo que agregamos al calorímetro, midiendo la variación de temperatura. Luego anotamos las observaciones y calculamos la variación de calor (H).

Finalmente repetimos el procedimiento anterior utilizando ácido acético 0.25M en reemplazo del H2SO4 y ácido acético glacial en reemplazo del H2SO4 diluido.

RESULTADOS Y CÁLCULOS

A) Determinación n de la constante del calorímetro “k”

Resultados Cálculo de “K”

T1 H2O 18 °CQ perdido=Q ganado

m .CeH 2O. (T 2−T f )=m .CeH 2O

. (T f−T 1 )+K (T f−T 1 )

100g.1cal

g . ° C. (42-29)°C = 100g.1

calg . ° C

. (29-18)°C + K (29-18)°C

1300cal = 1100cal + 11K°C

18.18cal°C

= K

T2 H2O 42 °C

Tm H2O 29 °C

Observación:La T2 se obtuvo al calentar el H2O, y el Tf se obtuvo al mezclar T1 + T2 la variación de tiempo de esta mezcla transcurrió durante 5 segundos para la obtención de la Tf.

B) Determinación del calor especifico de un sólido.Metas: Plomo (Pb)

Resultados Cálculo de ∆H

m Pb 51,62 g Q perdido=Q ganado

mmetal .Cemetal . (T metal−T f )=mH 2O.CeH 2O

. (T f−T i )+K (T f−T i )

51.62g.Cemetal.(98-20)°C = 100g.1cal

g . ° C. (20-18)°C + 18.18

cal°C

. (20-

18)°CCemetal.4026.36g°C = 236.36cal

T1 Pb 98 °C

T2 H2O 18 °C

Tm H2O+Pb 20 °C

Cemetal = 0.0587 calg ° C

C) Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos.o Con el H2SO4(cc) y el H2SO4(diluido)

Datos Resultados100mlH2O≈100g H2O

18M de H2SO4(cc) a 1.5mlConvirtiendo a moles tenemos:

18molL

x1.5.10-3L=27x10-3moles

Ti H2O 17°C

Tf H2O 20.5°C

n .∆ H=−Qganado

nH 2SO4.∆ H=−[mH 2O

.CeH 2O. (T f−T i )+K (T f−T i ) ]

27x10-3mol.∆ H = -(100g.1cal

g . ° C. (20.5-17)°C + 18.18

cal°C

. (20.5-17)°C)

27x10-3mol.∆ H = -(350cal + 63.63cal)

∆ H = -15.32Kcalmol

Datos Resultados50mlNaOH−¿

~❑50gNaOH

0.25M de H2SO4(dil) a 50mlConvirtiendo a moles tenemos:

0.25molL x50.10-3L=12.5x10-3 moles

Ti NaOH 17°C

Tf NaOH 20°C

n .∆ Rx=−Q ganado

nH 2SO4.∆ R x=−[mNaOH .CeNaOH . (T f−T i )+K (T f−T i ) ]

12.5x10-3mol.∆ Rx = -((50g.1cal

g . ° C. (20-17)°C + 18.18

cal°C

. (20-17)°C)

12.5x10-3mol.∆ Rx = -204.54cal

∆ Rx = -16.36Kcalmol

Datos Resultados100mlNaOH−¿

~❑100gNaOH

18M de H2SO4(cc) a 1.5mlConvirtiendo a moles tenemos:

18molL x1.5.10-3L=27 x 10-3moles

Ti NaOH 17,5°C

Tf NaOH 30°C

n .∆ Rx=−Q ganado

nH 2SO4.∆ R x=−[mNaOH .CeNaOH . (T f−T i )+K (T f−T i ) ]

27x10-3mol.∆ Rx = -((100g.1cal

g . ° C. (30-17.5)°C + 18.18

cal°C

. (30-17.5)°C)

27x10-3mol.∆ Rx = -1477.25cal

∆ Rx = -54.71Kcalmol

o Con el CH3COOH(cc) o (glacial) y el CH3COOH (diluido)

Datos Resultados100mlH2O−¿

~❑100g H2O

18M de CH3COOH (cc) a 1.5mlConvirtiendo a moles tenemos:

18molL

x1.5.10-3L=27x10-3moles

Ti H2O 16,5°C

Tf H2O 17°C

n .∆ H=−Qganado

nCH 3COOH.∆ H=−[mH 2O

.CeH 2O. (T f−T i )+K (T f−T i ) ]

27x10-3mol.∆ H = -(100g.1cal

g . ° C. (17—16.5)°C + 18.18

cal°C

. (17-16.5)°C)

27x10-3mol.∆ H = -(50cal + 9.09cal)

∆ H = -2.19Kcalmol

Datos Resultados50mlNaOH−¿

~❑50g NaOH

0.5M de CH3COOH (dil) 50mlConvirtiendo a moles tenemos:

0.5molL x50.10-3L=25x10-3moles

Ti NaOH 16,8°C

Tf NaOH 20°C

n .∆ Rx=−Q ganado

nCH 3COOH.∆ Rx=−[mNaOH .CeNaOH . (T f−T i )+K (T f−T i ) ]

25x10-3mol.∆ Rx = -((50g.1cal

g . ° C. (20-16.8)°C + 18.18

cal°C

. (20-16.8)°C)

25x10-3mol.∆ Rx = -898.18cal

∆ Rx = -35,93Kcalmol

Datos Resultados

Ti NaOH 17°C

100mlNaOH−¿~❑100gNaOH

18M de CH3COOH (cc) 1.5mlConvirtiendo a moles tenemos:

18molL x1.5.10-3L=27 x 10-3moles

Tf NaOH 19,5°C

n .∆ Rx=−Q ganado

nCH 3COOH.∆ Rx=−[mNaOH .CeNaOH . (T f−T i )+K (T f−T i ) ]

27x10-3mol.∆ Rx = -((100g.1cal

g . ° C. (19.5-17)°C + 18.18

cal°C

. (19.5-17)°C)

27x10-3mol.∆ Rx = -295.45cal

∆ Rx = -10.94Kcalmol

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

1. Determinación de la constante del calorímetro (k ¿

Pasamos a determinar la constante del calorímetro, para tomarla como referencia en las siguientes pruebas a realizar. Nuestro calorímetro(vaso de precipitado de 100ml), actuará a presión constante de 1atm, que nos dará una capacidad calorífica mayor a la que nos daría un calorímetro a volumen constante, porque no se usa todo el calor aportado para elevar la temperatura, es decir, parte de ella regresa al entorno como trabajo de expansión. Cabe resaltar que nuestro “calorímetro” no es del todo perfecto, tiene deficiencias

La constante del calorímetro resultó de 18.18 CalºC

, dado que nuestra temperatura final

(42ºC) estuvo fuera del rango que nos pedía la guía (35-40ºC), a pesar de que apagamos nuestro mechero a los 35ºC, la temperatura finamente quedó estabilizada a los 42ºC.

2. Determinación del calor específico de un sólido.El metal que usaremos como muestra será el Plomo (Pb), el metal no es puro, tiene mezclas con algunos otros metales en menor cantidad, lo que no nos permitirá hallar el verdadero calor específico del Pb.

C eteórico=0.0312JgK

C eexperimental=0.0587CalgK

Entre ambos datos, hay muy poca diferencia, lo cual nos permite concluir que nuestro procedimiento fue bastante preciso, a pesar de que el metal lo calentamos hasta los 98ºC,

tal vez haya influido en esta diferencia la no pureza del metal, ya que en el proceso de calentamiento del metal, la cubrimos completamente, eso nos aseguró que todos los trozos estén a la misma temperatura.

Hallaremos el calor de solución,

Soluto Posee enlaces químicosSOLUCIÓN

Solvente Posee enlaces químicos

Liberación de energía en forma de calor

3. Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos.

Entalpia de Solución.H 2SO 4 (18M )H 2O

→

H 2S O4 (17.73M )

C H 3COOH (18M )H 2O→

C H 3COOH (17.73M )

En ambas reacciones, el calor liberado por la dilución es absorbido por el calorímetro y por la solución, que en mayor parte es el agua. Haciendo cálculos, el calor absorbido por la solución (agua¿ es mucho mayor comparada con el calor absorbido por el calorímetro. La cantidad de calor liberado depende de la concentración inicial de la solución.

Entalpía de neutralizaciónH 2SO 4 (0.25M )+2NaO H (0.5 M )→Na2SO4+2H 2O

H 2SO 4 (18M )+2NaOH ( 0.5M )→Na2SO4+2 H 2O

C H 3COOH (0.5 M )+NaOH ( 1M )→C H 3COONa+H 2O

C H 3COOH (18M )+NaOH (1M )→CH 3COONa+H 2O

En el caso de las reacciones de neutralización, la energía liberada dependerá de la concentración del ácido como también de la concentración de la base. El calor perdido por la reacción es absorbida por el calorímetro y el agua, cabe resaltar que cuando hablamos de reacción nos referimos a al formación de agua.

En todo momento de la reacción los iones Na+¿ y SO 42−¿ ¿¿ no se unen electrostáticamente, debido a

la solvatación que ejerce el agua, lo que si llega a formarse son moléculas de agua

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

Las muestras de metales que se manejan en el laboratorio no son 100% puras, por lo que siempre existirá una diferencia entre el calor específico teórico y el calor específico experimental.

El calor de solución de un ácido fuerte es mayor al calor de solución de un ácido débil. El calor de neutralización de un ácido fuerte es mayor que el de un ácido débil, lo mismo

se cumple en el caso de las bases.

RECOMENDACIONES

Al someter alguna muestra a la llama del mechero para calentarla, apagar la llama antes que el termómetro indique la temperatura deseada. La temperatura de una muestra sometida a la llama se sigue incrementando durante unos segundos luego de apagada la llama.

Al momento de agregar algún ácido concentrado en el interior del calorímetro utilizando la pipeta, es recomendable llevar el calorímetro al lugar donde se almacena el ácido (en este caso la campana del laboratorio) en vez de desplazar la pipeta con ácido hacia el calorímetro.

CUESTIONARIO

1. Calcular el valor de la constante del calorímetro K (cal/grado).

2. Determinar el calor específico de la muestra sólida que indica el profesor. Determinar el % de error relativo.

Revisando un poco de teoría vemos que existen 2 tipos de %error una que es en exceso (positivo) y otra que es por defecto (negativo); en nuestro caso surgió lo último, obtuvimos un error por defecto.

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.

Q perdido=Q ganado

m .CeH 2O. (T 2−T f )=m .CeH 2O

. (T f−T 1 )+K (T f−T1)

100g.1cal

g . ° C. (42-29)°C = 100g.1

calg . ° C

. (29-18)°C + K (29-

18)°C1300cal = 1100cal + 11K°C

Q perdido=Q ganado

mmetal .Cemetal . (T metal−T f )=mH 2O.CeH 2O

. (T f−T i )+K (T f−T i)

51.62g.Cemetal.(98-20)°C = 100g.1cal

g . ° C. (20-18)°C + 18.18

cal°C

. (20-

18)°CCemetal.4026.36g°C = 236.36cal

%Error=ValorTeórico−Valor experimental

Valor experimentalx100 %

%Error = 0.031−0.059

0.031x100%

%Error= -90.3%

DATOS:Valor Teórico:CePb = 0.031Valor Experimental:CePb = 0.059

Entre las consideraciones que intuimos como grupo tenemos:

El calorímetro no se encuentra en un estado ideal, al realizar la experiencia, nosotros tomamos como calorímetro un vaso de precipitado, donde claramente pudimos observar que el calor podía liberarse a través de los alrededores del calorímetro, aumentando el % de error.

Otro factor que aumenta nuestro % de error, es el error de los instrumentos. Los metales a trabajar en nuestro caso el (Pb) no son puros. Los instrumentos con los que se trabajó la experiencia a realizar, no han estado

debidamente calibrados. Al momento de agitar con el termómetro el contenido del calorímetro, por casualidad

se debió haber tocado el metal, con el cual por un instante tomamos la temperatura del metal y no de la del sistema, logrando así aumentar considerablemente nuestro % de error.

Otro factor que pasó desapercibido fue al momento de calentar los vasos precipitados, se nos dio un tiempo estimado para el calentado pero en nuestra experiencia al realizarse el calentado se obtuvo los resultados mucho antes del tiempo establecido, todo esto debió al calor de combustión del mechero.

4. Calcule la concentración de la solución diluida de H2SO4, tomada en el paso (2).

❑❑

5. Muestre por cálculo que la solución formada en las reacciones de neutralización de los pasos (3) y (4) es Na2SO4

En el paso (3):

DATOS:Mol H2SO4 (dil)=12.5x10-3molMol NaOH (ac) =25x10-3mol

*Se observa que no hay reactivo limitante, ni en exceso por tanto se observa que se reaccionó todos los reactantes en la reacción, por consiguiente tenemos:

DATOS:

M 1=18molL

V 1H 2 SO4=1mL

V 2H2 SO4=101mL

M2 =?? ??

M 1.V 1H 2SO4=M 2 .V 1H 2SO4

18molL

×10L =

M 2. 101,5× .10−3 L

17,73molL

=M 2.

H 2SO 4 (ac )+2NaO H (ac )→Na2SO 4(ac )+2 H 2O(l )

12.5x10-3molH2SO4 x

2molNaOH1mol H 2SO4

=25x10-3NaOH

25x10-3mol NaOH x

1mol H 2SO4

2molNaOH=12.5x10-3 H2SO4

12.5x10-3molH2SO4 x

1mol Na2SO 4

1mol H 2SO 4

=12.5x10-

En el paso(4):DATOS:Mol H2SO4 (cc)=27x10-3molMol NaOH (ac) =50x10-3mol

*Con ello obtenemos el número de moles del Na2SO4:

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 al agua ni como reaccionante ni como producto en la reacción de la dilución del paso (2).

H 2SO 4 (ac )+2NaO H (ac )→Na2SO 4(ac )+2 H 2O(l )

27x10-3molH2SO4 x

2molNaOH1mol H 2SO4

=54x10-3NaOH (Reactivo

Limitante)

50x10-3mol NaOH x

1mol H 2SO4

2molNaOH=25x10-3 H2SO4

50x10-3mol NaOH x

1mol Na2SO 4

1mol H 2SO 4

=25x10-3Na2SO4