Termoquímica (UNMSM)

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TERMOQUIMICA

Informe de laboratorio

Profesor encargado del curso: Ing. Sósimo Fernández S.

E.A.P Ingeniería Metalúrgica UNMSM

RESUMEN

En esta experimentación se realizo el análisis de una de las ramas más importantes de la fisicoquímica.

En el primer experimento se determino el calor específico del calorímetro mediante el uso de una fuente de calor, un termo aislante y un termómetro, por medio del balance térmico se determino C= 10.526 cal/ºC

El siguiente experimento consistió en el cálculo del calor de disolución en los cuales se verterán en el calorímetro y por medio de un balance térmico se halla el calor de disolución que es 1.4912 Kcal.

En la tercera parte se determino el calor de reacción para lo cual utilizamos virutas de aluminio y HCl el cual se obtuvo una temperatura máxima debido a la agitación del calorímetro; teniendo los cálculos respetivos con los siguientes resultados 1.5564 Kcal con un % de error de 5.2%, teniendo un valor teórico de 1.5792 Kcal

Informe del Laboratorio de Fisicoquímica Profesor: Ing. Sósimo Fernández Salinas


INTRODUCCIÓN

La termoquímica es una rama de la química que estudia las conversiones del cambio de energía química a térmica, el calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado.

En esta oportunidad la práctica de laboratorio se centra en eso en el estudio y compresión de algunos principios básicos de la termoquímica ya que es importante su aplicación para la exigencia actual.

OBJETIVOS

Aplicar conceptos de termoquímica para determinar capacidad calorífica de un cuerpo y el efecto térmico en una disolución y una reacción química exotérmica.

Conocer e interpretar correctamente el concepto de calor, así como sus principales formas de propagación.

Analizar el concepto de temperatura y el importante papel que desempeña en el desarrollo de los fenómenos térmicos.



PRINCIPIOS TEORICOS

DEFINICIÓN

Rama de la Química física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transformaciones físicas o químicas. Su fin es determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como Calor durante una transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos.

La termoquímica es parte de una rama mucho más amplia que es la termodinámica la cual describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos.

El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio.

SISTEMA:

Definimos sistema como la “porción delimitada del mundo físico (y especificado) que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio”.

TIPOS DE SISTEMAS:

Aislado: No hay transferencia de masa o energía con el entorno. Un ejemplo es un termo ideal (aislado y de paredes rígidas).

Cerrado: No hay transferencia de masa pero sí de energía en forma de calor, trabajo o radiación. Por ejemplo cualquier recipiente cerrado no ideal.

Abierto: Transfiere masa y energía con su entorno. Un ejemplo es el cuerpo humano.



Entorno: son los alrededores del sistema, todo aquello que lo rodea, la parte del universo que queda alrededor y puede afectarle en algo.

Pared: la pared es lo que separa a nuestro sistema del entorno circundante. La pared es algo muy importante puesto que dependiendo de cómo sea, así será la relación entre nuestro sistema y el entorno. Dependiendo del tipo de pared pueden darse los siguientes tipos de interacciones o transformaciones.

TRANSFORMACIONES:

Isoterma: Se realizan a temperatura constante.

Isocora: Se realiza a volumen constante y también recibe el nombre de isométrica.

Isóbara: Es la transformación que se realiza a presión constante.

Adiabática: Es aquella transformación que se realiza sin intercambio de calor.

Calor: aquellas transferencias de energía que ocurren entre el sistema y el ambiente o entorno en virtud de una diferencia de temperatura. Así, para determinar la existencia o no de flujo de calor, debemos examinar la frontera entre el sistema y el entorno.

Para el estudio termoquímico de un sistema se tienen que dar las siguientes condiciones:

El sistema debe estar en equilibrio en el momento del análisis



Equilibrio mecánico: tiene que estar en reposo, no puede haber movimiento.

Equilibrio químico: no puede estar efectuándose ninguna reacción química en ese instante.

Equilibrio térmico: no puede haber intercambio de calor con el entorno en el momento del análisis.

Para el estudio del sistema se pueden estudiar muchas funciones variables de estado, tales como el volumen V, la presión P, la temperatura T, el número de moles n, la entalpía H, la entropía S...

Una función o variable siempre cumple la siguiente propiedad:

Su valor solo depende del estado del sistema pero no de como ha alcanzado el sistema ese valor.

Una cosa que también hay que tener presente es que el calor no es una forma de energía sino una forma de transferir energía.

Entalpía (H): Magnitud termodinámica de un cuerpo, igual a la suma de su energía interna más el producto de su volumen por la presión exterior. La entalpía como tal no se puede medir, lo que si se puede medir son variaciones de entalpía.

Energía Interna (U): No es correcto hablar de calor en un cuerpo ni de energía calorífica de un cuerpo, el término correcto es la energía interna, la cual es la suma da la energía potencial interna, de cada una de las partículas del sistema, más la energía cinética de estas partículas con respecto al centro de masas.

Reacción Endotérmica: Son aquellas reacciones en las que la variación de entalpía es positiva. El sistema absorbe energía en la reacción.

Reacción Exotérmica: Aquellas en las que la variación de entalpía es negativa. El sistema cede energía en la reacción.

LEYES DE LA TERMOQUÍMICA

LA LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA.

Fue enunciada por Mayer en 1842 y por Helmholtz en 1847, y establece que la energía ni se crea ni se destruye. Siempre que una cantidad cualquiera de una de las formas de energía desaparece, se produce una cantidad exactamente equivalente de otra u otras formas. Esta afirmación se conoce también con el nombre de primer principio de la Termodinámica.



A la luz de los conocimientos actuales sobre la naturaleza y convertibilidad recíproca de la materia y la energía, esta ley continúa siendo válida a escala macroscópica, pero no en el campo de las transformaciones nucleares.

LEY DE LAVOISIER Y LAPLACE

Enunciada en 1780 por Lavoisier y Laplace, establece que: <<La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto químico es precisamente igual a la desprendida en la formación del mismo a partir de sus elementos>>.

LEY DE HESS

Hess en 1840 enunció una ley fundamental de la termoquímica, según la cual: la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, partiendo de un estado inicial y llegando a otro final es siempre la misma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases. La experiencia ha demostrado que el calor de formación de un compuesto a partir de sus elementos no depende del método empleado, lo mismo que sucede con la tonalidad térmica de una reacción respecto al tiempo invertido.

LEY DE KIRCHHOFF

Se refiere al efecto de la temperatura sobre el calor de reacción. El calor de reacción es la diferencia entre la suma de entalpías de los reactivos y de los productos de la reacción, pero como unos y otros difieren en el color que absorben al variar de temperatura, por ser distinta su capacidad calorífica, el calor de reacción varía con la temperatura. Si la capacidad calorífica de los reactivos es mayor que la de los productos, el calor de reacción será mayor a temperatura más elevada y, a la inversa, si es mayor la de los productos, el calor de reacción disminuirá al elevar la temperatura. La ley de Kirchhoff dice que: la variación de la cantidad de calor producida en una reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es igual a la diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas molares de los reactivos y de los productos de la reacción.

MEDIDAS CALORIMÉTRICAS

Para determinar directamente el calor desprendido en una reacción se emplea el Calorímetro.

CALORÍMETRO: El calorímetro es el instrumento que mide dicha energía. El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un envase cerrado y perfectamente aislado con agua, un dispositivo para agitar y un termómetro. Se coloca una fuente de calor en el calorímetro, se agita el agua hasta lograr el equilibrio, y el aumento de temperatura se comprueba con el termómetro. Si se conoce la capacidad calorífica del calorímetro (que también puede medirse



utilizando una fuente corriente de calor), la cantidad de energía liberada puede calcularse fácilmente. Cuando la fuente de calor es un objeto caliente de temperatura conocida, el calor específico y el calor latente pueden ir midiéndose según se va enfriando el objeto. El calor latente, que no está relacionado con un cambio de temperatura, es la energía térmica desprendida o absorbida por una sustancia al cambiar de un estado a otro, como en el caso de líquido a sólido o viceversa. Cuando la fuente de calor es una reacción química, como sucede al quemar un combustible, las sustancias reactivas se colocan en un envase de acero pesado llamado bomba. Esta bomba se introduce en el calorímetro y la reacción se provoca por ignición, con ayuda de una chispa eléctrica.

CALORIMETRÍA DE COMBUSTIÓN:

Es considerada como el método experimental más adecuado para la determinación de ∆Hfº de compuestos orgánicos. Basada en la combustión, en atmósfera de O2 de un compuesto que como consecuencia sufre la total ruptura de su esqueleto carbonado, desprendiéndose la energía contenida en los enlaces de la molécula. La reacción de combustión libera energía que a su vez produce incrementos de temperatura en el calorímetro, que se registran en función del tiempo que dura el experimento. Los calorímetros de combustión de alta precisión permiten determinar la energía de combustión del compuesto, con una precisión inferior a 0.02%.

CALOR DE DISOLUCIÓN

La variación de calor que acompaña a la disolución de un mol de una sustancia en un volumen tal de disolvente, que por posterior dilución ya no se produzca una variación de temperatura, se llama calor de disolución. La disolución de sales es generalmente un proceso endotérmico, lo que puede explicarse suponiendo que para pasar del estado sólido al de solución, muy parecido al gaseoso, se consume una cierta cantidad de energía como calor de fusión y de vaporización. En algunos casos, sin embargo, la hidratación exotérmica de los iones puede compensar dicho consumo. Por ejemplo, cuando el nitrato cálcico



anhidro se disuelve en agua, se desprenden 4000 cal por mol, y, en cambio, el tetrahidrato absorbe unas 7600 cal al disolverse. La diferencia entre los calores de disolución de las sales anhidras y las hidratadas se llama calor de hidratación.

CALOR DE COMBUSTIÓN

Así se llama el calor desprendido en la oxidación completa de la unidad de peso de una sustancia. El calor de combustión del carbón graso es aproximadamente 7200 kcal/kg y el de la antracita 7550 kcal/kg.

ALGUNAS APLICACIONES DE LA TERMOQUÍMICA

Procesos de almacenado de la energía solar para la producción de combustibles:

La propiedad química del almacenamiento de energía que poseen algunas sustancias es una de las razones técnicas fundamentales para el éxito y desarrollo de tecnologías basadas en el carbón o el petróleo. Los desarrollos hacia sistemas energéticos globales sostenibles va a exigir la sustitución de los carburantes fósiles por otros cuya principal fuente sea energía renovable. Si la radiación solar se utiliza para producir un combustible idéntico o con propiedades similares a los basados en materias primas y procesos de conversión convencionales, se tienen los denominados "combustibles solares".

Una característica común de todos estos procesos es que requieren un elevado aporte energético con altas densidades de flujo solar, lo que requiere una tecnología de alta concentración.



DATOS Y CALCULOS

EXPERIMENTACION

EXPERIMENTO Nº 1

CAPACIDAD CALORIFICA DEL CALORIMETRO

TABLA DE TEMPERATURASAgua a Tº ambiente T1 20ºCAgua caliente T2 60ºCAgua en Tº de Equilibrio T3 39ºC

Calculo por balance térmico

Calor perdido Agua caliente = Calor ganado Agua a 20ºC + Calor ganado calorímetro

Q1 = Q2 + Q3

Masa del agua 100mL = 100grCalor Especifico Ce H2O: 1 cal / gr - ºC

Si sabemos que:

Q1 = masa H2O (caliente) x Ce x (T2 – Te)

Q2 = masa H2O (frío) x Ce x (Te – T1)



Q3 = C x (Te – T1)

Determinamos la Capacidad calorífica (C) del calorímetro.

Q1 = 100 gr

1calgºC (60ºC – 39ºC)

Q1 = 2100cal

Q2 = 100 gr

1calgºC (39ºC – 20ºC)

Q2 = 1900 cal

Si Q1 = Q2 + Q3 Q3 = Q1 + Q2

Q3 = 200cal

Sabiendo que: Q3 = C x (Te – T1)

200 cal = C x (39ºC – 20ºC)

La capacidad calorífica del calorímetro es:

C= 10.526 cal/ºC

EXPERIMENTO 2

CALOR DE DISOLUCION

Con 200mL de H20 Temperaturas (ºC)Agregando NaOH Sin agregar ºT0 20ºC

1era agregada ºT1 23ºC2era agregada ºT2 24ºC3era agregada ºTe 26ºC

Calor de Disolución = Calor ganado por el agua + Calor ganado calorímetro

(QD) = (Q1) + (Q2)



(Q1) = masa de agua fría x Ce x (Te - T1)

(Q2) = C x (Te - T1)

Por lo tanto:

QD = 200 gr x

1calgºC x (26 - 20)°C + ( 10.526 cal/°C )x( 26 -20 )°C

Q Disolución (QD) = 1263.156 cal

Donde el calor de disolución es:

Q Disolución (QD) = 1263.156 cal x (1kcal/1000cal) = 1.26 kcal

EXPERIMENTO 3

CALOR DE REACCION

QREACCIÔN = Q1 + Q2

Donde:

Calor perdido reacción = Calor ganado solución + Calor ganado calorímetro

Problema:

Formar 20ml de HCl 4 M partiendo de una solución de 37.38% de HCl.

Solución:

M = n/V n = MxV = 4 x 0.02 = 0.08 moles

Xgr = 0.08 mol x 36.5 gr = 2.92 gr HCl

1 mol



%Peso = Psolv / Psolu Psol = Psolv / %Peso = 2.92 /37.38 = 7.81 gr.

V = m/D = 7.81 gr / 1.19gr/mL =6.56 mL

Msolucion = 21.9 gr.

Temperaturas (ºC) T1 = 20 T2 = 37 T3 = 45 T4 =66Calor especifico del Agua Ce = 1 cal/ gºC

QR = msolución Ce.( Tº4 - Tº1) + Cecalorímetro.( Tº4 - Tº1)

QR = 21.9 gr. cal/gºC ( 66ºC – 20ºC) + 10.526 cal/ºC (66ºC - 20ºC)

QR = 1491.59 cal

Donde el calor experimental obtenido es:

QR = 1491.59 cal = 1.4912 Kcal

DETERMINANDO CON DATOS TEORICOS

6HCl (l) + 2Al (s) 2AlCl3 + 3H2

COMPUESTO Δ H (Kcal. /mol)

HCl -22.04

AlCl3 -168.53

Hallamos la cantidad de moles:

La cantidad de moles iniciales de HCl son 0.08 mol, entonces:

0.08mol HCl x 2 mol ALCL3 / 6mol HCl = 0.026 moles de ALCL3



Calor de formación según la cantidad moles:

HCl = 0.08 mol x -22.04 Kcal. /mol = -1.7632 Kcal

AlCl3 = 0.0267mol x -168.53 Kcal. /mol = -4.5 Kcal

Calor de formación de la reacción:

QR = Δ H = ΣΔ H (Productos) – ΣΔ H (Reactivos)

QR = (2(-4.5) + 3(0)) - (6(-1.7632) + 2(0))

QR = 1.5792 Kcal

DETERMINANDO LOS % DE ERROR DEL EXPERIMENTO

En el experimento de Calor de Reacción

Donde:

Valor Teórico: 1.5792 Kcal

Valor experimental: 1.4959 Kcal


%E = Valor Teórico – Valor práctico x 100

Valor Teórico


DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

En la experiencia de la determinación de la Capacidad calorífica de un calorímetro

C = 10.326Cal/°C , el cual nos da a saber cuánto calor absorberá al aumentar un grado ºC, dentro de este.

Sabiendo la capacidad calorífica del calorímetro determinamos el calor de una disolución.

El calor de disolución emitido en los 4 gr de NaOH fue de 1.26 Kcal (reacción exotérmica), por lo cual llegamos a la conclusión que este no es un proceso adiabático.


%E = 1.5792 –1.4959 x 100 = 5.01%

1.5792


En la tercera experimentación se determino el calor de reacción generado por la acción del HCl en una muestra de trozos de aluminio solido, donde se dio una reacción endotérmica de 1.4916 Kcal, que comprado al teórico que es de 1.5796 Kcal se tiene un % de error de 5.01%.

CONCLUSIONES

El calorímetro es un sistema adiabático, pues no permite la transferencia de energía con el medio ambiente.

En la experimentación del calor de reacción se observo un proceso endotérmico debido a que absorbe calor de fuentes externas debido a la agitación del calorímetro.

Este cambio se observo por medio de un termómetro que se utilizo en medio del proceso, y se observo un aumento de temperatura.

Un proceso exotérmico emite calor hacia el exterior.

Un proceso endotérmico absorbe calor del exterior.



RECOMENDACIONES

Agitar bien el calorímetro para que la temperatura sea constante.

Medir rápidamente la temperatura ya que esta tiende a disminuir.

La medición de las diversas temperaturas debe hacerse lo más rápido posible para evitar el cambio brusco de esta, ya que afectaría la exactitud y precisión de los resultados.

La utilización del termómetro debe realizarse con sumo cuidado ya que este puede romperse.

La adición del ácido se debe realizar con sumo cuidado ya que puede caer en la piel, si este fuera el caso lavar la zona afectada con abundante agua.

BIBLIOGRAFIAS

LIBROS:

Raymond Chang – química general – 7 edición. Guía de laboratorio de Fisicoquímica GASTON PONS MUZZO (1987) “Físico Química” : Editorial Bruño

PÁGINAS WEB:

http://html.rincondelvago.com/termoquimica_2.html http://www.textoscientificos.com/quimica/termoquimica


http://www.textoscientificos.com/quimica/termoquimica

http://html.rincondelvago.com/termoquimica_2.html


http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm




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