Este documento describe un experimento para determinar la entalpía de disolución del cloruro de potasio en agua. Se midió la disminución de temperatura al disolver 0.01 mol de cloruro de potasio en 50g de agua. Los cálculos muestran que la reacción es endotérmica con una entalpía de disolución de 17.34 kJ/mol, con un error del 0.8% en comparación con los valores teóricos.

1. PRÁCTICA N° 8
1. TEMA: CALOR DE DILUCIÓN
2. OBJETIVO: Determinar la entalpía de solución del Cloruro de Potasio en agua.
3. FUNDAMENTOTEÓRICO
Calor de dilución:
Cuando la disolución tiene lugar en condiciones de presión constante, a esa energía
absorbida o liberada, se la denomina calor de disolución o entalpía de disolución, ΔH
disolución.
Cuando durante el proceso, el sistema absorbe energía (calor) se dice que es
endotérmico y viene caracterizado por un valor de ΔH disolución positivo. Cuando la
energía se libera, el proceso es exotérmico y el signo de ΔH disolución es negativo.
Solubilidad,temperaturay ΔH disolución
La solubilidadesunamedidade lacapacidadde unadeterminadasustancia para
disolverseenotra. Puede expresarseenmolesporlitro,engramospor litro,o en
porcentaje de soluto;enalgunascondicionesse puedesobrepasarla,denominándosea
estassolucionessobresaturadas.El términosolubilidadse utilizatantoparadesignaral
fenómenocualitativodelprocesode disolucióncomoparaexpresarcuantitativamente
la concentración de lassoluciones.Lasolubilidadde una sustanciadepende de la
naturalezadel disolvente ydel soluto,asícomode la temperaturayla presióndel
sistema,esdecir,de latendenciadel sistemaaalcanzarel valormáximode entropía.
Propiedadesfísicasde las disoluciones
Cuandose añade un solutoa un disolvente,se alteranalgunaspropiedadesfísicasdel
disolvente.Al aumentarlacantidaddel soluto, sube el puntode ebulliciónydesciende
el puntode solidificación.
La relaciónmatemáticaque existe entre lasolubilidadylatemperatura,queda
reflejadaenunafunciónque englobaala entalpíade disolución:
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I INFORME DEL EXPERIMENTO N° 10
NOMBRES Y APELLIDOS
Arcos Ana
Borja Tania
Cuesta Patricio
CURSO Y PARALELO
4to Semestre
Bioquímica Clínica
GRUPO
5
FECHA
17-06-2014
FACULTAD CIENCIAS
QUÍMICAS
UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR

2. donde,
s = solubilidad
T = temperatura
R = constante de los gasesideales
Integrandoysuponiendoque ΔHdisoluciónesunvalorconstante que nodependede
la temperatura,se llegaa:
Para determinarexperimentalmenteenuncalorímetro,la energíaabsorbidao
desprendidade unareaccióncomo esel caso particulardel calorde disolucióndel
carbonato de sodio,esconveniente primeramenteplantearunaecuacióndel balance
general de calorenel sistema,esdecir:
− 𝑸𝒍𝒊𝒃𝒆𝒓𝒂𝒅𝒐 = 𝑸 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
En esta ecuación es necesario distinguir, quién gana energía en el sistema y quién
la cede.Enel caso particularque nos planteael proyecto experimental, la reacción de
disolución, resulta de la forma:
A (s) + B(ac) AB(ac) + Qdisolución
Notamos que al disolverse el compuesto "A" en el disolvente "B"; esta reacción de
disolución es la parte del sistema que cede el calor.
Analizamos "Qganado"éste debe correspondera lacantidadde calorque absorbe la
parte del sistemacalorímetro-aguacontenidayademásel soluto"A"que se agrega
para realizarlareacciónde disolución,porlotantotenemosque:
Qdisolución = mdisoluciónCdisolución(Tdisolución- Tagua)+E(Tdisolución- Tagua)
La masa de la disolución será igual a la masa de la sustancia más la masa del agua.
Solvatación:
Es un proceso que consiste en la atracción y agrupación de las moléculas que
conforman un disolvente, o en el caso del soluto, sus iones. Cuando se disuelven los
iones de un disolvente, éstos se separan y se rodean de las moléculas que forman el
disolvente. Cuanto mayor es el tamaño del ion, mayor será el número de moléculas
capaces de rodear a éste, por lo que se dice que el ion se encuentra mayormente
solvatado.
-(Q H2O + Q calorímetro ) = Q disolución

3. 4. PARTE EXPERIMENTAL
4.1. Materialesy equipos
a) Material
 Vasode precipitación
 Piseta
 TermómetroA = ± 02ºC
 Calorímetro
 Espátula
 Embudo
b) Equipo
 BalanzaAnalíticaA = ± 0.0001g
 BalanzaordinariaA=±0,01g
4.2. Sustancias y reactivos
Clorurode potasio
Aguadestilada
5. PROCEDIMIENTO:
a) Colocar50g de destiladaenel vasodel calorímetro.
b) Pesaralrededorde 0.01 mol de sustanciapreviamente pulverizadasi fuere
necesario.
c) Anotarla T° del agua con el termómetro.
d) Agregarel sólidoinmediatamente atravésde unembudocompletamenteseco.
e) Agitarligeramenteconel termómetro,verificaryanotar laT° de disolucióno
equilibrio.
f) Verificarque se hayadisueltocompletamenteel sólido.
g) Repetirel proceso2 vecesmás.
6. DATOS EXPERIMENTALES
#DETERMINACIONES magua, g msustancia, g Tagua, o
C Tdisolución, o
C
1 50 0.745 21.4 20.8
2 50 0.745 21.6 21.0
3 50 0.745 22.2 21.6
7. CÁLCULOS:
Peso molecular= 74.56 g/mol
74.56g/mol 1mol
X 0.01mol
X= 0.745 g de Cloruro de potasio
Masa disolución = masa sustancia + masa del agua
Masa disolución = 0.745g+ 50g
Masa disolución = 50.745g

4. Calor especifico del agua = 1 cal/go
C
Valor de E = 18.35 Cal/o
C
Q disolución = m disolución C disolución (Tagua – T disolución) + E (Tagua– T disolución)
Q disolución= 50.745𝑔 (1
𝐶𝑎𝑙
𝑔∗°𝐶
) (21.4 − 20.8)°𝐶 + 18.35
𝐶𝑎𝑙
°𝐶
(21.4 − 20.8)°𝐶
Q disolución= 𝟒𝟏. 𝟒𝟔𝑪𝒂𝒍
El valorobtenido espara 0.01 mol ahora calculamosel valorpara unamol.
41.46Calx
4.184J
1Cal
= 173.46J
0.01mol 173.45J
1mol X
X = 17346J
17345J𝑥
1KJ
1000J
= 𝟏𝟕. 𝟑𝟒𝐊𝐉
solventeionizaciondisolucion HHH 000

KJKJH disolucion 28534.170

KJH disolucion 66.2670

8. TRATAMIENTO ESTADÍSTICO
Q disolución= 50.745𝑔 (1
𝐶𝑎𝑙
𝑔∗°𝐶
) (21.4 − 20.8)°𝐶 + 18.35
𝐶𝑎𝑙
°𝐶
(21.4 − 20.8)°𝐶
Q1 disolución= 𝟒𝟏. 𝟒𝟔𝑪𝒂𝒍
Q disolución= 50.745𝑔 (1
𝐶𝑎𝑙
𝑔∗°𝐶
) (21.6 − 21)°𝐶 + 18.35
𝐶𝑎𝑙
°𝐶
(21.6 − 21)°𝐶
Q2 disolución= 𝟒𝟏. 𝟒𝟔𝑪𝒂𝒍
Q disolución= 50.745𝑔 (1
𝐶𝑎𝑙
𝑔∗°𝐶
) (21.4 − 20.8)°𝐶 + 18.35
𝐶𝑎𝑙
°𝐶
(21.4 − 20.8)°𝐶
Q3 disolución= 𝟒𝟏. 𝟒𝟔𝑪𝒂𝒍
 Media
𝑿 =
𝟏
𝑵
∑
𝑿 =
1
3
𝑥 (41.46𝐶𝑎𝑙 + 41.46𝐶𝑎𝑙 + 41.46𝐶𝑎𝑙)
X = 41.46 Cal

5.  Desviación estándar
𝑆 𝑥 = ±√
∑( 𝑥𝑖 − 𝑋)2
𝑛 − 1
𝑆𝑛 = √
(41.46 − 41.46)2 + (41.46 − 41.46)2 + (41.46 − 41.46)2
2
𝑺𝒏 = 𝟎
 Porcentaje De Error Relativo
Calor de disolucióndel clorurode potasio= 17.2 KJ/mol
% =
𝑅 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜− 𝑅 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑅 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥100%
% =
17.2 − 17.34
17.2
𝑥100%
ERROR= 0.8%
9. ANÁLISIS DE RESULTADOS
 Nuestroporcentaje de errordel 0.8% es mínimolo cual indicaun bajo nivel de errores
sistemáticos y aleatorios.
 Al ser ladesviaciónestándarunamedidade dispersión de las variables, la misma que
nos permite conocer la desviación que presentan los datos en su distribución,
analizamos que al obtener datos casi exactos, nuestra desviación estándar es 0,
permitiendo confiar en los resultados obtenidos, y con un marco de error casi nulo.
 Al descender la temperatura de la disolución podemos afirmar que el cloruro de
potasio absorbe energía del agua, de tal manera que es una reacción endotérmica.
10. CONCUSIONES
 Logramos determinar adecuadamente y de una forma muy precisa el calor de
disolución del cloruro de potasio.
 La presente práctica nos permitió conocer una forma práctica para la determinación
de calores de disolución de diferentes sustancias que podamos necesitar.
11. BIBLIOGRAFÍA
 SHOEMAKER. David P.(1974). Experiments in Physical Chemistry.(3era
Edición). Mexico: Editorial McGraw Hill. Pag (213-214)
 Fogler,H.S., Elementsof Chemical ReactionEngineering,Prentice-Hall
International Editions,1992.