Laboratorio 11 Calorimetría 03 de junio de 2020 Juan Camilo Duque David Enrique Quiroga RESUMEN En esta práctica aprenderemos los conceptos básicos de calorimetría, de la Ley de Hess y de la energía, en este caso la energía química que es un tipo de energía potencial y cómo se transforma por medio de procesos físicos y químicos, la calorimetría es la medición de estos cambios de energía como calor, para esta práctica virtual, usaremos un simulador del Chemistry Simulations Calorimetry para determinar el calor de disolución y neutralización del NaOH OBJETIVOS ● Determinar la cantidad de calor asociado con algunas reacciones químicas. ● Comprobar Ley de Hess para una reacción de neutralización. MATERIALES Por grupo: ● ● ● ● ● ● ● ● Termómetro Vidrio de reloj Plancha de agitación Agitador magnético Termo Resistencia Fuente de voltaje Pieza metálica con hilo Para uso común ● NaOH 1 M dispuesto con probeta FICHAS SEGURIDAD ACTIVIDADES PRE-LABORATORIO ● Los estudiantes deben consultar y consignar lo relacionado con: Capacidad calorífica, calor específico, valores de entalpía molar de disolución del NaOH y de entalpía molar de neutralización. Primera ley de la termodinámica, sistemas adiabáticos. Capacidad calorífica (C): Es la cantidad de calor requerido para elevar la temperatura de un objeto 1 K o 1 °C. En el caso de sustancias puras se usa la capacidad calorífica molar (Cm). El calor específico: Es la cantidad de calor requerido para elevar en un grado de temperatura a un gramo de una sustancia (Ce). Por ejemplo, se requieren 209 kJ para aumentar la temperatura de 50.0 g de agua en 1.00 K. Por lo tanto, el calor específico del agua es: (Tomado de presentación práctica virtual 11 calorimetría de Fabián López) Valor Entalpía Hidróxido de Sodio: Cambio en entalpía ΔHo en kJ/mol en agua - 44.51 Primera Ley de Termodinámica: La energía total no se crea ni se destruye, solo se transforma, es un principio que refleja la conservación de la energía, establece que si se realiza un trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía del sistema cambiará establece que el cambio en la energía interna de un sistema, UΔ, es igual al calor neto que se le transfiere, Q, más el trabajo neto que se hace sobre él W (tomado de "The First Law of Thermodynamics" (La primera ley de la termodinámica) de Openstax College Physics.) Sistemas Adiabático: Es aquel proceso en que el sistema no pierde ni gana calor. La primera ley de Termodinámica con Q=0 muestra que todos los cambios en la energía interna están en forma de trabajo realizado. Esto pone una limitación al proceso del motor térmico que le lleva a la condición adiabática. (imagen tomada de Wikipedia, Sistemas Adiabáticos) METODOLOGÍA / DATOS Y OBSERVACIONES Determinación del calor de disolución de NaOH(s) 𝑇𝑖 = 20℃ 𝑇𝑓 = 30.23℃ ∆𝑇 = 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 = 10.23℃ = 10.23 𝐾 𝑚 = 100𝑔 𝐻2 𝑂 + 4𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 104𝑔 𝑞 = 𝐶𝑒 ∗ 𝑚 ∗ ∆𝑇 = 4.184 ∆𝐻1 = −1 ∗ 𝐽 ∗ 104 𝑔 ∗ 10.23 𝐾 = 4451 𝐽 = 4.451 𝐾𝐽 𝑔∗𝐾 40𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 4.451 𝐾𝐽 𝐾𝐽 ∗ = −44.51 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 4𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝑜𝑙 Determinación del calor de disolución y neutralización NaOH(s) 𝑇𝑖 = 20℃ 𝑇𝑓 = 43.21℃ ∆𝑇 = 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 = 23.21℃ = 23.21 𝐾 𝑚 = 100𝑔 𝐻𝐶𝑙 + 4𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 104𝑔 𝑞 = 𝐶𝑒 ∗ 𝑚 ∗ ∆𝑇 = 4.184 ∆𝐻2 = −1 ∗ 𝐽 ∗ 104 𝑔 ∗ 23.21 𝐾 = 10100 𝐽 = 10.1 𝐾𝐽 𝑔∗𝐾 40𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 10.1 𝐾𝐽 𝐾𝐽 ∗ = −101 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 4𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝑜𝑙 Determinación del calor de neutralización NaOH(ac) 𝑇𝑖 = 20℃ 𝑇𝑓 = 26.81℃ ∆𝑇 = 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 = 6.81℃ = 6.81 𝐾 𝑚 = 100𝑔 𝐻𝐶𝑙 + 100𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 200𝑔 𝑞 = 𝐶𝑒 ∗ 𝑚 ∗ ∆𝑇 = 4.184 ∆𝐻3 = −1 ∗ 𝐽 ∗ 200 𝑔 ∗ 6.81 𝐾 = 5699 𝐽 = 5.7 𝐾𝐽 𝑔∗𝐾 1 𝐿 𝑁𝑎𝑂𝐻 5.7 𝐾𝐽 𝐾𝐽 ∗ = −57 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 0.1 𝐿 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝑜𝑙 ∆𝑯𝟐 = ∆𝑯𝟏 + ∆𝑯𝟑 = −𝟒𝟒. 𝟓𝟏 𝑲𝑱 𝑲𝑱 𝑲𝑱 − 𝟓𝟕 = −𝟏𝟎𝟏. 𝟓𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝒎𝒐𝒍 𝒎𝒐𝒍 ANALISIS DE RESULTADOS En los tres procedimientos para determinar el calor y la entalpía molar de las disoluciones y neutralizaciones se usó el mismo valor de calor específico del agua (4.184 J/g*K) y temperatura inicial (20°C), lo que cambio en cada uno de los procedimientos fue la masa total y la temperatura final. Al desarrollar la ley de Hess de la suma de los valores de la entalpía molar de los procedimientos 1 y 3 se encontró un valor muy similar al obtenido en el procedimiento 2, las diferencias están relacionadas a la aproximación de las cifras significativas en el momento de la realización de los cálculos. ACTIVIDADES Y PREGUNTAS POST LABORATORIO ● Haga sus comentarios sobre los resultados encontrados para la entalpía molar de disolución y de neutralización. Compare con los valores teóricos tomados como referencia. Los valores de entalpía molar obtenidos son los mismos valores teóricos, ● ¿Se podría despreciar la capacidad calorífica del recipiente? Esta pregunta es relacionada al desarrollo de la práctica presencial, al ser virtual en nuestro caso, no es posible responderla. ● Comente el procedimiento sugerido para hallar el ΔT sobre las gráficas. ¿Es correcto? El ΔT se calculó restando la temperatura final menos la temperatura inicial, en este caso no se realizó sobre las gráficas sino con los valores de la temperatura iniciales y finales, por lo que si se considera correcto. ● Haga sus comentarios sobre el valor de capacidad calorífica hallado para el termo usado como calorímetro. Esta pregunta es relacionada al desarrollo de la práctica presencial, al ser virtual en nuestro caso, no es posible responderla. ● Solicite información sobre el material de la pieza metálica. Con esa información, consulte el calor específico del metal, compare con sus resultados, discuta. Esta pregunta es relacionada al desarrollo de la práctica presencial, al ser virtual en nuestro caso, no es posible responderla. CONCLUSIONES ● Se determinó una relación entre la entalpía y la masa de los reactivos, siendo directamente proporcionales ya que, si la masa es mayor, así mismo lo es el cambio de entalpia. ● Se comprobó la ley de Hess para la reacción de neutralización de NaOH y HCl, el cual da un valor muy cercano al obtenido en el simulador, las diferencias son debidas a la aproximación de las cifras significativas al realizar los cálculos. BIBLIOGRAFÍA ● Termoquímica de Universidad Autónoma de Madrid. http://joule.qfa.uam.es/beta-2.0/temario/tema6/tema6.php ● "The First Law of Thermodynamics" (La primera ley de la termodinámica) de Openstax College Physics. Recuperado de:
