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LABORATORIO Nº 2


SECCION: V


ESPECIALIDAD: ING. INDUSTRIAL


INTEGRANTES:
   BERRÚ HUAMÁN, ALVARO ANDRÉS      20101059E
   ESCURRA CARLOS, FIDEL JONATHAN   20101125H
   ZULUETA ARROYO, LUIS HUMBERTO    20102521D
OBJETIVOS
Aplicar los conceptos fundamentales de la             termodinámica a las siguientes
determinaciones experimentales:

   1.   Calor latente de vaporización.

   2.   Calor de neutralización de una reacción ácido-base.

   3.   Calor de solución.

FUNDAMENTO TEÓRICO


 1. Termoquímica:
    La termoquímica trata sobre los cambios en energía que se manifiestan como la
    entalpía (calor medido a presión constante) de reacción. Si la reacción libera calor se
    dice que es exotérmica y si absorbe calor se dice que es endotérmica. Estos cambios
    energéticos se deben al rompimiento y la formación de enlaces durante la reacción
    química.
    El rompimiento de enlaces es un proceso endotérmico y la formación de enlaces es un
    proceso exotérmico. La entalpía de la reacción es el resultado de ambos procesos.
 2. Calor:

    El calor es un tipo de energía que puede ser generado por reacciones químicas (como
    en la combustión), reacciones nucleares, disipación electromagnética o por disipación
    mecánica (fricción). Su concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica,
    según el cual dos cuerpos en contacto intercambian energía hasta que su
    temperatura se equilibre.




 3. Equilibrio térmico:

    Si dos objetos que están a diferentes temperaturas, se colocan en contacto térmico
    (lo que significa que la energía térmica se puede transferir de uno a otro), los dos
    objetos eventualmente alcanzaran la misma temperatura. Se dice entonces que están
    en equilibrio térmico.

 4. Ley de la conservación de la energía:
En las interacciones entre un sistema y sus alrededores, la energía total permanece
   constante, la energía ni se crea ni se destruye. Aplicado al cambio de calor, esto
   significa que:

                               Qsistema + Qalrededores = 0

5. Capacidad calorífica y calor específico

   La cantidad de calor Q necesaria para elevar la temperatura de un sistema es
   proporcional a la variación de la temperatura y a la masa de la sustancia a:

                       Q = C.∆t             Q = c.m.∆t

   En donde “C” es la capacidad calorífica de la sustancia, que se define como la cantidad
   de energía transferida por calentamiento necesaria para aumentar un grado la
   temperatura de la sustancia. El calor específico “c” es la capacidad calorífica por
   unidad de masa:

                                         c = C
                                             m
6. Entalpía (H)

   También llamada contenido calórico, es una función de estado que se utiliza
   para tratar los cambios térmicos de las reacciones químicas que se efectúan a
   presión constante.



7. Cambio de Entalpía (∆H)

   Es la cantidad de calor absorbido o desprendido por un sistema cuando la presión del
   proceso es constante. ∆H = Q p

8. Calor de Reacción (ΔHR)

   Se define como la cantidad de calor que se desprende o absorbe durante una
   reacción química, esto se debe a la diferencia entra las entalpías de los productos y
   reactantes a presión constante y temperatura definida.

   Dentro de los calores de reacción se encuentran los cal9ores de formación,
   combustión, fusión, vaporización, sublimación, disolución, neutralización, etc.
9. Calor de Neutralización (∆HN)

   Es la cantidad de calor desprendido cuando reacciona un equivalente de un ácido
   (una mol de iones H+ ) con un equivalente de una base (una mol de iones O H- )

                   H+ (aq)    +      OH- (aq) → H2O (l) +         Q (calor)

   Para Ácidos y Bases Fuertes

                 H+ (aq)     + OH- (aq) → H2O (l)      ∆HN = -13.7 Kcal/mol

 10. Calor de Solución (∆Hsol)

   Es el calor absorbido o liberado cuando un soluto se disuelve en un solvente. La
   cantidad de calor neta (efectiva) por mol de soluto depende sobre todo de la
   concentración de la solución.

   El calor neto observado de la solución 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 otras atracciones
   intermoleculares (soluto-solvente).

   Si el proceso de disolución es exotérmico, se libera calor y la temperatura del sistema
   aumenta. Si el proceso es endotérmico, se absorbe calor y la temperatura del sistema
   disminuye.



PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO N°4

   1) Añadimos al calorímetro 50 ml de agua.
   2) Luego de que el sistema se estabilizó medimos la temperatura como Ti.
   3) Agregamos agua en el balón de destilación armado como en el gráfico(al final del
      informe), y lo pusimos a calentar, agregando porcelana porosa para evitar una
      ebullición tumultuosa.
   4) Cuando observamos que por el tubo de desprendimiento de vapores salía vapor de
      agua puro (pues tuvimos que esperar que deje de salir agua condensada)
      colocamos el calorímetro para que este vapor ingrese, y esperamos que la
      temperatura se incremente en unos 20 a 25 ° C.
   5) Apagamos el mechero para evitar sorpresivos succionamientos.
6) Luego de esperar un momento para que el vapor se condense medimos el
      volumen final del agua contenido en el calorímetro, para determinar el vapor de
      agua que ingreso.


EXPERIMENTO N°5

   1) Medimos primero 50 ml de NaOH, 0.2N y lo vertimos en el calorímetro seco y
      limpio.
   2) De igual manera medimos 50 ml de HCl y esperamos un par de segundos hasta
      que se estabilice su temperatura.
   3) Medimos sus temperatura, y observamos que la diferencia de las temperaturas no
      sea mayor que 0.5.
   4) Luego echamos el ácido al calorímetro .
   5) Agitamos suavemente la mezcla con el termómetro, midiendo la temperatura cada
      dos segundos hasta que empezó a descender entonces ahí teníamos la
      temperatura máxima que la llamamos Tm.


EXPERIMENTO N°6

PARTE A:

De un ácido fuerte:

   1) Colocamos 200 ml de agua destilada en el calorímetro. Luego de que se estabilizó
      su temperatura la medimos como Ti.
   2) Medimos 3ml de ácido sulfúrico 18M en una pipeta graduada, para luego vaciarlo
      al calorímetro, mientras agitábamos suavemente con el termómetro.
   3) Cuando observamos que ya no había aumento de temperatura y esta se mantenía
      constante la medimos como Tf.


PARTE B:

De una sal iónica:


   1) Colocamos 60 ml de agua destilada en el calorímetro, luego de que llegó al
      equilibrio medimos la temperatura como Ti.
   2) Pesamos 3g de KCl y lo añadimos al calorímetro. Luego con el termómetro
      agitamos suavemente mientras observábamos el cambio de temperatura hasta
      que sé esta se mantenía constante y la llamamos Tf.
Luego procedemos a calcular el calor de solución de la sal iónica.

CÁLCULOS Y RESULTADOS
EXPERIMENTO 5

  Reacción del HCl y NaOH:
            HCl(ac) + NaOH(ac)                    H2O(l) + NaCl(ac) + Calor(Qn)

  Forma iónica
            H+(ac) + Cl-(ac) +Na+(ac) + OH-(ac)             H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac)

  Reacción neta
            H+(ac) + OH-(ac)             H2O(l) + Calor




  a) Calor ganado por las soluciones: Q1

  Q1= (VHCl + VNaOH).ƥH2O.                        .(TF - Ti) = (50ml + 50ml).1g/ml.             .(25.40C -
  25.30C)

  Q1= 10 cal

  b) Calor ganado por el calorímetro: Q2

  Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174             .( 25.40C -25.30C)

  Q2 = 0.8174 cal

  c) Calor liberado por la reacción: Qn

      Sabemos:
      Q1 + Q2 + Qn = 0
      10 cal + 0.8174 cal + Qn = 0
      Qn = -10.8174 cal

      Sabemos:

                                                     =                                   = - 54.087 cal/#eq
EXPERIMENTO 6B

  a) Calor perdido por el agua: Q1

  Q1= n.Ce.∆T = 60g. 1         .(210C -240C)

  Q1= -180 cal

  b) Calor ganado por el calorímetro: Q2

  Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174    .(210C -240C)

  Q2 = -24.522cal

  c) Solución: Qs


  n KCl =          = 0.040214 mol

      Sabemos:
      Q1 + Q2 + Qs = 0
      -180cal -24.522cal + Qs = 0
      Qs = 204.522cal

Sabemos:

                     =              =               5085.840752 cal/mol




EXPERIMENTO 6A

  a) Calor ganado por el agua: Q1

  Q1= n.Ce.∆T = 200g. 1             .(320C -240C)

  Q1= 1600 cal

  b) Calor ganado por el calorímetro: Q2

  Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174    .(320C -240C)

  Q2 = 65.392cal

  c) Solución: Qs
Masa del H2SO4 = (3ml).(1.8g/ml) = 5.4g

  n KCl =           = 0.05625 mol

      Sabemos:
      Q1 + Q2 + Qs = 0
      -180cal -24.522cal + Qs = 0
      Qs = -1665.392cal

Sabemos:

                     =-             =                           -29606.96889 cal/mol

EXPERIMENTO 4

       Qp = Qg

       Qg = Calor ganado por el calorímetro + Calor ganado por el H2O

       Qp = Calor perdido por el calorímetro + Calor perdido por el H2O

       (mi + Cc)(Tf – Ti) = (mf – mi)(Tf – Te) + (mf – mi)Lv

       (50 + 8.174)(47°C – 25°C) = (54.8g – 50g)(47°C – 25°C) + (54.8g – 50g)Lv

       Despejando:


                                                          Lv = 244.6308333 cal/kg




CUESTIONARIO


Experimento N° 3 y 4

   1. ¿Cuál es el calor latente de fusión que obtuvo experimental?

       El calor Latente de Fusión (Lf) fue de 83,07 cal/g

   2. ¿Cuál es el calor latente de vaporización que obtuvo experimentalmente?
El calor Latente de Vaporización (Lv) fue de 244.6308333 cal/kg

3. ¿Cuál es el error absoluto y relativo de la determinación?

                             Lf (teórico)=80        Lf (exp)=83.07

                       Error absoluto (teórico – Experimental)=3.07

                          Error relativo= (100-Exp)*100 =21.1625%
                                             Teórico

4. ¿Por qué el hielo debe estar en la temperatura 0°C de equilibrio antes de ser
   añadido al calorímetro?

   En primer lugar porque si tenemos otra temperatura del hielo entonces el calor
   latente de fusión nos saldría más alejado del real además si esta debajo de 0°C y
   entonces ese calor perdido hará que el calor latente salga mayor ocasionando un
   error, es por eso que se necesita otra forma de calcular el calor latente.

5. ¿Existe alguna diferencia si el agua se pesa antes o después de calentarla? ¿Por
   qué?

   Si existe diferencia puesto que el primer peso es mayor que el segundo, el agua se
   escapa en forma de vapor gracias a su energía cinética, hay calor que se desprende
   se reduce la masa.

6. Si el hielo estuviera inicialmente a -5°C, escriba las ecuaciones de balance térmico
   necesarias para encontrar el calor latente de fusión.

Masa de Hielo                                  Mh                          Mh
Temperatura del hielo                          T1                          -5°C
Temperatura del agua                           T2                          T2°C
caliente
Temperatura Promedio                           Tm                          Tm°C
Capacidad del Calorímetro                      Cc                       8.174 cal/°C


    Por teoría: Qg = Qp

                          Lf=((Mh+Cc)(T2-Tm)(Mh*Tm)/Mh
7. ¿Cómo se determina el calor específico del hielo y del agua?


      Conociendo la capacidad calorífica del termo podemos agregarle agua caliente a
      este y luego agua frio y anotamos la temperatura equilibrio luego se compara el
      balance de calor.

      Para el hielo seguimos los pasos del exp N°2 con su respectivo balance de calor.



Experimento N° 5 y 6



   1. Llene el cuadro N°3 y grafique los datos del cuadro y determine Tm

          T seg            0            5            10            15             20
           T°C             24          25.3         25.8          25.6           25.2


   2. ¿Cuántos “gramos de H2O” se han producido en el experimento N° 3 de
      neutralización?

       Se Obtuvieron 0.991836 g.

   3. De acuerdo a la reacción química de neutralización, indique usted si los reactantes
      han sido mezclados en cantidades estequiométricas.

       Reacción del HCl y NaOH:

                  HCl(ac) + NaOH(ac)             H2O(l) + NaCl(ac) + Calor(Qn)

       Forma iónica
           H+(ac) + Cl-(ac) +Na+(ac) + OH-(ac)                H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac)


     Reacción neta


              H+(ac) + OH-(ac)            H2O(l) + Calor
4. ¿Cuál es la molaridad final de la solución resultante del calorímetro en la reacción
   de neutralización?


   Volumen total: VT = VHCl + VNaOH  VT = 50ml + 5Oml = 100ml = 0.1L
   En la neutralización se forma NaCl  nNaCl = 0.01moles (del la pregunta 1 se sabe
   dicho valor)
   Entonces la molaridad de la solución es:


                   n              M = 0.01 / 0.1L = 0.1M
             M
                  VT


5. ¿Por qué no se considera el signo de la capacidad calorífica en los cálculos?

   El signo de la capacidad calorífica no se considera porque este indica la variación
   de la temperatura, es decir si aumento o disminuyó ya que sabemos que la
   capacidad calorífica es la relación existente entre el calor requerido y la variación
   de la temperatura

6. Si el Experimento N°5, el ensayo se realiza con soluciones de acido débil y base
   débil. ¿Cree usted que se obtendrá los mismos resultados? ¿Por qué?

   No, porque al ser el ácido y la base débil entonces al reaccionar lo harían menos
   violento y la variación de temperatura al reaccionar seria mínima (menor a 0.5°C,
   según las hojas de laboratorio debe ser mayor a dicha temperatura) entonces los
   resultados no serían los mismos.

7. ¿Qué relación hay entre los calores de formación y las electronegatividades de los
   elementos?

   A mayor electronegatividad menor es el calor de formación.

   Electronegatividad es inversamente proporcional al calor de formación
8. Presente los cálculos efectuados para determinar los calores de solución de los dos
   ensayos realizados.

   Calor ganado por el agua: Q1
Q1= n.Ce.∆T = 200g. 1         .(320C -240C)

  Q1= 1600 cal


       Calor ganado por el calorímetro: Q2

  Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174    .(320C -240C)

  Q2 = 65.392cal

       Solución: Qs

      Masa del H2SO4 = (3ml).(1.8g/ml) = 5.4g

  n KCl =           = 0.05625 mol

      Sabemos:
      Q1 + Q2 + Qs = 0
      -180cal -24.522cal + Qs = 0
      Qs = -1665.392cal

Sabemos:

                      =-

                                                          -29606.96889 cal/mol



CONCLUSIONES
   Al parecer el experimento no arroja la verdadera capacidad calorífica del metal, esto
    por el incidente antes mencionado.

   Cuando se realiza una neutralización, una determinada cantidad de calor va a ser
     liberado, notamos que la temperatura de equilibrio va tomando valores hasta llegar
     a un máximo para luego regresar a una temperatura final, la cual permanece
     constante con el transcurrir del tiempo.
   Este experimento nos permitió conocer cómo determinar experimentalmente el
     calor de solución para solutos iónicos.
   Y también cómo es la variación de entalpía (ΔH) en dependencia del soluto, pues
     notamos que para solutos iónicos, es mayor que 0, y para hidratados, es menor que
     0.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
“FISICOQUIMICA”

Gaston Ponz Muzzo/ Editorial San Marcos/ Pag. 126 – 138



“MANUAL DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA”

D. Brennan/ Editorial URMO/ Pag. 117 – 119



“QUÍMICA”
Raymond Chang / Edición séptima/Editorial McGraw Hill / N. Pág.: 211-215

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laboratorio de termoquimica

  • 1. LABORATORIO Nº 2 SECCION: V ESPECIALIDAD: ING. INDUSTRIAL INTEGRANTES:  BERRÚ HUAMÁN, ALVARO ANDRÉS 20101059E  ESCURRA CARLOS, FIDEL JONATHAN 20101125H  ZULUETA ARROYO, LUIS HUMBERTO 20102521D
  • 2. OBJETIVOS Aplicar los conceptos fundamentales de la termodinámica a las siguientes determinaciones experimentales: 1. Calor latente de vaporización. 2. Calor de neutralización de una reacción ácido-base. 3. Calor de solución. FUNDAMENTO TEÓRICO 1. Termoquímica: La termoquímica trata sobre los cambios en energía que se manifiestan como la entalpía (calor medido a presión constante) de reacción. Si la reacción libera calor se dice que es exotérmica y si absorbe calor se dice que es endotérmica. Estos cambios energéticos se deben al rompimiento y la formación de enlaces durante la reacción química. El rompimiento de enlaces es un proceso endotérmico y la formación de enlaces es un proceso exotérmico. La entalpía de la reacción es el resultado de ambos procesos. 2. Calor: El calor es un tipo de energía que puede ser generado por reacciones químicas (como en la combustión), reacciones nucleares, disipación electromagnética o por disipación mecánica (fricción). Su concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica, según el cual dos cuerpos en contacto intercambian energía hasta que su temperatura se equilibre. 3. Equilibrio térmico: Si dos objetos que están a diferentes temperaturas, se colocan en contacto térmico (lo que significa que la energía térmica se puede transferir de uno a otro), los dos objetos eventualmente alcanzaran la misma temperatura. Se dice entonces que están en equilibrio térmico. 4. Ley de la conservación de la energía:
  • 3. En las interacciones entre un sistema y sus alrededores, la energía total permanece constante, la energía ni se crea ni se destruye. Aplicado al cambio de calor, esto significa que: Qsistema + Qalrededores = 0 5. Capacidad calorífica y calor específico La cantidad de calor Q necesaria para elevar la temperatura de un sistema es proporcional a la variación de la temperatura y a la masa de la sustancia a: Q = C.∆t  Q = c.m.∆t En donde “C” es la capacidad calorífica de la sustancia, que se define como la cantidad de energía transferida por calentamiento necesaria para aumentar un grado la temperatura de la sustancia. El calor específico “c” es la capacidad calorífica por unidad de masa: c = C m 6. Entalpía (H) También llamada contenido calórico, es una función de estado que se utiliza para tratar los cambios térmicos de las reacciones químicas que se efectúan a presión constante. 7. Cambio de Entalpía (∆H) Es la cantidad de calor absorbido o desprendido por un sistema cuando la presión del proceso es constante. ∆H = Q p 8. Calor de Reacción (ΔHR) Se define como la cantidad de calor que se desprende o absorbe durante una reacción química, esto se debe a la diferencia entra las entalpías de los productos y reactantes a presión constante y temperatura definida. Dentro de los calores de reacción se encuentran los cal9ores de formación, combustión, fusión, vaporización, sublimación, disolución, neutralización, etc.
  • 4. 9. Calor de Neutralización (∆HN) Es la cantidad de calor desprendido cuando reacciona un equivalente de un ácido (una mol de iones H+ ) con un equivalente de una base (una mol de iones O H- ) H+ (aq) + OH- (aq) → H2O (l) + Q (calor) Para Ácidos y Bases Fuertes H+ (aq) + OH- (aq) → H2O (l) ∆HN = -13.7 Kcal/mol 10. Calor de Solución (∆Hsol) Es el calor absorbido o liberado cuando un soluto se disuelve en un solvente. La cantidad de calor neta (efectiva) por mol de soluto depende sobre todo de la concentración de la solución. El calor neto observado de la solución 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 otras atracciones intermoleculares (soluto-solvente). Si el proceso de disolución es exotérmico, se libera calor y la temperatura del sistema aumenta. Si el proceso es endotérmico, se absorbe calor y la temperatura del sistema disminuye. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N°4 1) Añadimos al calorímetro 50 ml de agua. 2) Luego de que el sistema se estabilizó medimos la temperatura como Ti. 3) Agregamos agua en el balón de destilación armado como en el gráfico(al final del informe), y lo pusimos a calentar, agregando porcelana porosa para evitar una ebullición tumultuosa. 4) Cuando observamos que por el tubo de desprendimiento de vapores salía vapor de agua puro (pues tuvimos que esperar que deje de salir agua condensada) colocamos el calorímetro para que este vapor ingrese, y esperamos que la temperatura se incremente en unos 20 a 25 ° C. 5) Apagamos el mechero para evitar sorpresivos succionamientos.
  • 5. 6) Luego de esperar un momento para que el vapor se condense medimos el volumen final del agua contenido en el calorímetro, para determinar el vapor de agua que ingreso. EXPERIMENTO N°5 1) Medimos primero 50 ml de NaOH, 0.2N y lo vertimos en el calorímetro seco y limpio. 2) De igual manera medimos 50 ml de HCl y esperamos un par de segundos hasta que se estabilice su temperatura. 3) Medimos sus temperatura, y observamos que la diferencia de las temperaturas no sea mayor que 0.5. 4) Luego echamos el ácido al calorímetro . 5) Agitamos suavemente la mezcla con el termómetro, midiendo la temperatura cada dos segundos hasta que empezó a descender entonces ahí teníamos la temperatura máxima que la llamamos Tm. EXPERIMENTO N°6 PARTE A: De un ácido fuerte: 1) Colocamos 200 ml de agua destilada en el calorímetro. Luego de que se estabilizó su temperatura la medimos como Ti. 2) Medimos 3ml de ácido sulfúrico 18M en una pipeta graduada, para luego vaciarlo al calorímetro, mientras agitábamos suavemente con el termómetro. 3) Cuando observamos que ya no había aumento de temperatura y esta se mantenía constante la medimos como Tf. PARTE B: De una sal iónica: 1) Colocamos 60 ml de agua destilada en el calorímetro, luego de que llegó al equilibrio medimos la temperatura como Ti. 2) Pesamos 3g de KCl y lo añadimos al calorímetro. Luego con el termómetro agitamos suavemente mientras observábamos el cambio de temperatura hasta que sé esta se mantenía constante y la llamamos Tf.
  • 6. Luego procedemos a calcular el calor de solución de la sal iónica. CÁLCULOS Y RESULTADOS EXPERIMENTO 5 Reacción del HCl y NaOH: HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac) + Calor(Qn) Forma iónica H+(ac) + Cl-(ac) +Na+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac) Reacción neta H+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Calor a) Calor ganado por las soluciones: Q1 Q1= (VHCl + VNaOH).ƥH2O. .(TF - Ti) = (50ml + 50ml).1g/ml. .(25.40C - 25.30C) Q1= 10 cal b) Calor ganado por el calorímetro: Q2 Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .( 25.40C -25.30C) Q2 = 0.8174 cal c) Calor liberado por la reacción: Qn Sabemos: Q1 + Q2 + Qn = 0 10 cal + 0.8174 cal + Qn = 0 Qn = -10.8174 cal Sabemos: = = - 54.087 cal/#eq
  • 7. EXPERIMENTO 6B a) Calor perdido por el agua: Q1 Q1= n.Ce.∆T = 60g. 1 .(210C -240C) Q1= -180 cal b) Calor ganado por el calorímetro: Q2 Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .(210C -240C) Q2 = -24.522cal c) Solución: Qs n KCl = = 0.040214 mol Sabemos: Q1 + Q2 + Qs = 0 -180cal -24.522cal + Qs = 0 Qs = 204.522cal Sabemos: = = 5085.840752 cal/mol EXPERIMENTO 6A a) Calor ganado por el agua: Q1 Q1= n.Ce.∆T = 200g. 1 .(320C -240C) Q1= 1600 cal b) Calor ganado por el calorímetro: Q2 Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .(320C -240C) Q2 = 65.392cal c) Solución: Qs
  • 8. Masa del H2SO4 = (3ml).(1.8g/ml) = 5.4g n KCl = = 0.05625 mol Sabemos: Q1 + Q2 + Qs = 0 -180cal -24.522cal + Qs = 0 Qs = -1665.392cal Sabemos: =- = -29606.96889 cal/mol EXPERIMENTO 4 Qp = Qg Qg = Calor ganado por el calorímetro + Calor ganado por el H2O Qp = Calor perdido por el calorímetro + Calor perdido por el H2O (mi + Cc)(Tf – Ti) = (mf – mi)(Tf – Te) + (mf – mi)Lv (50 + 8.174)(47°C – 25°C) = (54.8g – 50g)(47°C – 25°C) + (54.8g – 50g)Lv Despejando: Lv = 244.6308333 cal/kg CUESTIONARIO Experimento N° 3 y 4 1. ¿Cuál es el calor latente de fusión que obtuvo experimental? El calor Latente de Fusión (Lf) fue de 83,07 cal/g 2. ¿Cuál es el calor latente de vaporización que obtuvo experimentalmente?
  • 9. El calor Latente de Vaporización (Lv) fue de 244.6308333 cal/kg 3. ¿Cuál es el error absoluto y relativo de la determinación? Lf (teórico)=80 Lf (exp)=83.07 Error absoluto (teórico – Experimental)=3.07 Error relativo= (100-Exp)*100 =21.1625% Teórico 4. ¿Por qué el hielo debe estar en la temperatura 0°C de equilibrio antes de ser añadido al calorímetro? En primer lugar porque si tenemos otra temperatura del hielo entonces el calor latente de fusión nos saldría más alejado del real además si esta debajo de 0°C y entonces ese calor perdido hará que el calor latente salga mayor ocasionando un error, es por eso que se necesita otra forma de calcular el calor latente. 5. ¿Existe alguna diferencia si el agua se pesa antes o después de calentarla? ¿Por qué? Si existe diferencia puesto que el primer peso es mayor que el segundo, el agua se escapa en forma de vapor gracias a su energía cinética, hay calor que se desprende se reduce la masa. 6. Si el hielo estuviera inicialmente a -5°C, escriba las ecuaciones de balance térmico necesarias para encontrar el calor latente de fusión. Masa de Hielo Mh Mh Temperatura del hielo T1 -5°C Temperatura del agua T2 T2°C caliente Temperatura Promedio Tm Tm°C Capacidad del Calorímetro Cc 8.174 cal/°C Por teoría: Qg = Qp Lf=((Mh+Cc)(T2-Tm)(Mh*Tm)/Mh
  • 10. 7. ¿Cómo se determina el calor específico del hielo y del agua? Conociendo la capacidad calorífica del termo podemos agregarle agua caliente a este y luego agua frio y anotamos la temperatura equilibrio luego se compara el balance de calor. Para el hielo seguimos los pasos del exp N°2 con su respectivo balance de calor. Experimento N° 5 y 6 1. Llene el cuadro N°3 y grafique los datos del cuadro y determine Tm T seg 0 5 10 15 20 T°C 24 25.3 25.8 25.6 25.2 2. ¿Cuántos “gramos de H2O” se han producido en el experimento N° 3 de neutralización? Se Obtuvieron 0.991836 g. 3. De acuerdo a la reacción química de neutralización, indique usted si los reactantes han sido mezclados en cantidades estequiométricas. Reacción del HCl y NaOH: HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac) + Calor(Qn) Forma iónica H+(ac) + Cl-(ac) +Na+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac) Reacción neta H+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Calor
  • 11. 4. ¿Cuál es la molaridad final de la solución resultante del calorímetro en la reacción de neutralización? Volumen total: VT = VHCl + VNaOH  VT = 50ml + 5Oml = 100ml = 0.1L En la neutralización se forma NaCl  nNaCl = 0.01moles (del la pregunta 1 se sabe dicho valor) Entonces la molaridad de la solución es: n M = 0.01 / 0.1L = 0.1M M VT 5. ¿Por qué no se considera el signo de la capacidad calorífica en los cálculos? El signo de la capacidad calorífica no se considera porque este indica la variación de la temperatura, es decir si aumento o disminuyó ya que sabemos que la capacidad calorífica es la relación existente entre el calor requerido y la variación de la temperatura 6. Si el Experimento N°5, el ensayo se realiza con soluciones de acido débil y base débil. ¿Cree usted que se obtendrá los mismos resultados? ¿Por qué? No, porque al ser el ácido y la base débil entonces al reaccionar lo harían menos violento y la variación de temperatura al reaccionar seria mínima (menor a 0.5°C, según las hojas de laboratorio debe ser mayor a dicha temperatura) entonces los resultados no serían los mismos. 7. ¿Qué relación hay entre los calores de formación y las electronegatividades de los elementos? A mayor electronegatividad menor es el calor de formación. Electronegatividad es inversamente proporcional al calor de formación 8. Presente los cálculos efectuados para determinar los calores de solución de los dos ensayos realizados. Calor ganado por el agua: Q1
  • 12. Q1= n.Ce.∆T = 200g. 1 .(320C -240C) Q1= 1600 cal Calor ganado por el calorímetro: Q2 Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .(320C -240C) Q2 = 65.392cal Solución: Qs Masa del H2SO4 = (3ml).(1.8g/ml) = 5.4g n KCl = = 0.05625 mol Sabemos: Q1 + Q2 + Qs = 0 -180cal -24.522cal + Qs = 0 Qs = -1665.392cal Sabemos: =- -29606.96889 cal/mol CONCLUSIONES  Al parecer el experimento no arroja la verdadera capacidad calorífica del metal, esto por el incidente antes mencionado.  Cuando se realiza una neutralización, una determinada cantidad de calor va a ser liberado, notamos que la temperatura de equilibrio va tomando valores hasta llegar a un máximo para luego regresar a una temperatura final, la cual permanece constante con el transcurrir del tiempo.  Este experimento nos permitió conocer cómo determinar experimentalmente el calor de solución para solutos iónicos.  Y también cómo es la variación de entalpía (ΔH) en dependencia del soluto, pues notamos que para solutos iónicos, es mayor que 0, y para hidratados, es menor que 0.
  • 13. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS “FISICOQUIMICA” Gaston Ponz Muzzo/ Editorial San Marcos/ Pag. 126 – 138 “MANUAL DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA” D. Brennan/ Editorial URMO/ Pag. 117 – 119 “QUÍMICA” Raymond Chang / Edición séptima/Editorial McGraw Hill / N. Pág.: 211-215