1º informe de laboratorio

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1º INFORME DE LABORATORIO: TERMOQUÍMICA I

PROFESORA: ING. PETRA RONDINEL PINEDA SECCION: CB-221 “U” INTEGRANTES: ALARCON VELA, EMILIO 20101073H EGOAVIL ARBAÑIL, JESSICA 20104510J CASTILLO SANDIGA, LUIS 20102588A

QUIMICA INDUSTRIAL I 2011 – I

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07/04/11

OBJETIVOS 

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Aplicar los conceptos fundamentales de la termodinámica a las siguientes determinaciones experimentales: Capacidad calorífica de un calorímetro. Calor específico de algunos metales. Calor latente de fusión. Demostrar que en un fenómeno físico cuando dos cuerpos se encuentran a diferente temperatura ocurre la transferencia de calor, hasta llegar a una temperatura final (temperatura de equilibrio). Poner en práctica los conceptos de sistemas, ya que en el experimento solo se tomara en cuenta el objeto de estudio, sin darle gran importancia al ambiente en el que se elabora el experimento. Comprobar leynuméricamente de la conservación energía quesustancia en los experimentos el calor perdido por una sustanciala es igualde al la ganado poryaotra en un sistema cerrado.

FUNDAMENTO TEÓRICO Termoquímica: Es la rama de la fisicoquímica que trata de los cambios térmicos que acompañan a las trasformaciones químicas y físicas. Su objetivo es la determinación de las cantidades de energía emitidas o absorbidas como calor en diversos procesos, así como el desarrollo de los métodos para calcular estos reajustes térmicos sin recurrir al experimento. Calor: -Forma de energía que siempre fluye de manera espontánea de un cuerpo más caliente a un cuerpo más frío, nunca fluye en dirección inversa. -Transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Calor Específico “c”

Cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia.

Capacidad Calorífica “C”: Cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de sustancia. Calorimetría: Los cambios de entalpía asociados con un proceso físico o químico pueden determinarse mediante el empleo de una técnica experimental que se conoce con el nombre de calorimetría. Esta técnica se basa en la observación del cambio de temperatura cuando un sistema absorbe o libera energía en forma de calor. Calorímetro: En el laboratorio los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden con un calorímetro, recipiente cerrado diseñado específicamente para ese propósito. Un calorímetro consiste, en esencia, en un recipiente aislado térmicamente lleno de agua, en la cual se sumerge la cámara de reacción. Sabiendo la cantidad de agua presente, su calor específico y el cambio de temperatura, es posible calcular la cantidad de calor desarrollada en la reacción. Conservación de la Energía: Se ha concluido que aun cuando la energía se presenta en diferentes formas interconvertibles entre sí, ésta no se destruye ni se crea. Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra (de igual UNI-FIIS |

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magnitud), y viceversa. Este principio se resume: “Laenergía total del universo permanece constante”.

Equilibrio Químico: Cuando se ponen en contacto dos objetos con diferente temperatura, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. Esto continúa hasta que los dos llegan a la misma temperatura, entonces se dice que los dos objetos están en equilibrio químico.

EXPERIMENTO 1 DIAGRAMA DEL PROCESO Calentar 120 ml agua

Verter el agua caliente al calorímetro

Medir temperatura T1

Agitar mezcla del calorímetro

100 ml de agua fría

Medir temperatura T2

Verter al calorímetro

Medir temperatura final

DATOS EXPERIMENTALES Este experimento lo realizamos 2 veces por lo que en el Cuadro 1 están los datos obtenidos de ambas experiencias.

AGUA FRÍA TEMPERATURA(oC)

AGUA CALIENTE

T1 EXP 1:27oC T1 EXP 2: 27oC

AGUA FINAL

T2 EXP 1:71,5 oC T2 EXP 2:72 oC

TFINAL EXP 1:51 oC TFINAL EXP 2:52 oC

VOLUMEN (ml)

100ml

98.9ml

198.9ml

MASA (g)

100g

98.9g

198.9g

Cuadro 1 UNI-FIIS |

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CÁLCULOS Y RESULTADOS Calculando el volumen de agua caliente utilizado: VH2O final = 198.9 ml VH2O fría = 100 ml VH2O final - VH2O fría = VH2O caliente 198.9 ml - 100 ml = 98.9g Calculando la masa de agua utilizada: Densidad = masa / volumen Densidad H2O = 1 g/ml De lo que obtenemos que la masa utilizada de agua es numéricamente igual al volumen utilizado de esta pero en unidades de masa (gramos), obtenidos en el Cuadro 1. Calculando la capacidad calorífica del calorímetro

Experiencia N.1 CALOR GANADO

CALOR PERDIDO

Q = m. C e. ( Tf – Ti )

Ec.1

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De la Ec.1 QGANADO AGUA FRÍA = 100g . 1cal/ g 0C . 240C = 2400 cal QPERDIDO AGUA CALIENTE = 98.9g . 1cal/ g 0C . ( - 20.50C ) = -2027.45 cal QPERDIDO POR CALORÍMETRO = Ce calorímetro . ( - 20.50C )

QGANADO AGUA FRÍA +QPERDIDO AGUA CALIENTE Q + PERDIDO POR CALORÍMETRO 0 = 2400 0C + (-2027.45 0C) + Cc calorímetro . ( - 20.50C ) = 0 Cc calorímetro = 18.17 cal/0C

Experiencia N.2 De manera análoga al procedimiento anterior operaremos con los datos obtenidos por la segunda experiencia hechos al mismo experimento. De la Ec.1 QGANADO AGUA FRÍA = 100g . 1cal/ g 0C . 250C = 2500 cal QPERDIDO AGUA CALIENTE = 98.9g . 1cal/ g 0C . ( - 20.00C ) = -1978.0cal QPERDIDO POR CALORÍMETRO = Cc calorímetro . ( - 20.00C )

+ PERDIDO POR CALORÍMETRO 0 = QGANADO AGUA FRÍA +QPERDIDO AGUA CALIENTE Q

2500 cal + (-1978.0 cal) + Cc calorímetro . ( - 20.0 0C ) = 0 Cc calorímetro = 26.1cal/ 0C

OBSERVACIONES  

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Al hervir 150ml de agua notamos la formación de burbujas y la presencia de vapor de agua. Al trasvasar el agua caliente del vaso de precipitado a la probeta para la medición de su volumen observamos la formación de pequeñas gotitas en las paredes de la probeta. La temperatura medida final es menor que la temperatura del agua caliente y mayor que la temperatura del agua fría. Se considera como temperatura inicial del calorímetro a la temperatura del agua fría (a temperatura ambiente) en el calorímetro. La capacidad calorífica hallada después de ambos experimentos son diferentes pese a haberlos realizado a las mismas condiciones aparentes. Esta diferencia se debe a los errores que toda experiencia involucra; las cuales para este experimento serían el error en la graduación de la probeta usada y el incumplimiento de las condiciones supuestamente usadas (el vacío que debería existir entre la cubierta plástica y metálica del termo) , reacción humana , entre otros. Debido a que los valores hallados en el Experimento 1 difieren; para los cálculos posteriores utilizaremos el promedio de estos como capacidad calorífica del calorimetro; es decir 22.14cal/ 0C. UNI-FIIS |

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CONCLUSIONES 

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La formación de burbujas es producto de la tensión superficial presente en las moléculas de agua; las cuales al elevar la temperatura tratan de romper enlaces entre ellas para pasar al estado gaseoso. La temperatura final medida o temperatura de equilibrio está entre el mayor y menor valor de las temperaturas anteriormente medidas producto de la transmisión de calor entre las sustancias (H2O) que participan, demostrando así el principio de la conservación de la energía en el sistema. Se comprueba la presencia de un margen de error en todo desarrollo experimental.

RECOMENDACIONES 

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Deberíamos mejorar el procedimiento de traslado del agua caliente del vaso de precipitado a la probeta para su medición de volumen; puesto que la temperatura del recipiente dificulta en gran medida esta acción. Debemos dejar que los elementos con los que trabajamos (termómetro, probeta, etc.) alcancen el equilibrio, agitando ocasionalmente para ayudar al proceso. Mantener el calorímetro apartado del mechero puesto que sino su temperatura se elevaría y los datos obtenidos serían menos precisos.

EXPERIMETO 2 DIAGRAMA DEL PROCESO 50 ml agua fría

Vaciar al

Medir temperatura

T1

calorímetro

Agitar calorímetro 15 gramos de aluminio

Medir temperatura T2 Vaciar metal al calorímetro

Colocar junto con el termómetro dentro de un tubo de ensayo

Medir temperatura Tf

Calentar mediante baño maría

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DATOS EXPERIMENTALES AGUA FRÍA TEMPERATURA(oC)

27 oC

VOLUMEN (ml)

50ml

METAL CALIENTE

67 oC

50g Cuadro 2

MASA (g)

15g

Temperatura final en el calorímetro = 31 oC

CÁLCULOS Y RESULTADOS

CALOR PERDIDO

CALOR GANADO

De la Ec.1 QGANADO AGUA FRÍA = 50g . 1cal/ g 0C . 40C =200 cal QPERDIDO METAL = 15g . Ce METAL. ( - 360C ) = -5400C. Ce METAL QGANADO POR CALORÍMETRO = Cc calorímetro . ( 40C ) = 22.14 cal/ 0C . 40C = 88.56 cal

QGANADO AGUA FRÍA +QPERDIDO POR METAL +QGANADO POR CALORÍMETRO 0= 200 cal + -5400C. Ce METAL + 88.56 cal = 0 Ce METAL = 0.53 cal/ g 0C

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OBSERVACIONES  

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El metal demoró en calentar a comparación con el agua. Al culminar el experimento, sacarlo del calorímetro y tocar el metal notamos que la temperatura de este aún no había alcanzado la temperatura ambiente. La temperatura medida final es menor que la temperatura del agua caliente y mayor que la temperatura del agua fría. El error en la medición del calor especifico hallado se debe a los errores que toda experiencia involucra; las cuales para este experimento serían el error en la graduación de la probeta usada y el incumplimiento de las condiciones supuestamente usadas (el vacío que debería existir entre la cubierta plástica y metálica del termo) , reacción humana , entre otros.

CONCLUSIONES 

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Se concluye la validez del principio de conservación de energía pues al tocar el metal inmediatamente después de haberlo extraído del calorímetro notamos que la temperatura de este es media en comparación con las temperaturas de los cuerpos introducidos inicialmente. Al comparar las unidades del resultado del Experimento 1 con el del Experimento 2 podemos concluir que la capacidad calorífica es una propiedad extensiva (depende de la masa) a diferencia del calor específico la cual es una propiedad intensiva (no depende de la masa). De lo anterior demostramos que cuando dos cuerpos de masa iguales reciben iguales cantidades de calor, el de menor calor específico tiene un mayor aumento de temperatura. Al ser la capacidad calorífica una propiedad extensiva varía entre elementos del mismo material y diferente masa; en esto radica la importancia de apuntar el número de termo con el que trabajamos en el Experimento 1.

RECOMENDACIONES 

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El uso de tecnopor horadado como “tapa” del calorímetro hace que nuestro experimento sea

impreciso pues el orificio el más grande que el diámetro del termómetro que introducimos en el mismo; sería recomendable usar algo más hermético. Debemos dejar que los elementos con los que trabajamos (termómetro, probeta, etc.) alcancen el equilibrio, agitando ocasionalmente para ayudar al proceso. Mantener el calorímetro apartado del mechero puesto que sino su temperatura se elevaría y los datos obtenidos serían menos precisos. Debemos ser cuidadosos al calentar el metal en baño maría de que el nivel del agua cubra todo el metal y que el termómetro no toque las paredes del tubo de ensayo.

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EXPERIMENTO 3 DIAGRAMA DEL PROCESO

50 ml agua tibia

Medir temperatura T1

Verter al calorímetro

Agitar por unos segundos Hielo de 15 gramos y 0 ºC

Verter calorímetro

Medir temperatura Tf

DATOS EXPERIMENTALES

AGUA TIBIA TEMPERATURA (oC)

41.5 oC

VOLUMEN (ml) MASA(g)

HIELO 0 oC

50ml

17.5ml

50g Cuadro 3

17.04g

Temperatura final= 22 oC CÁLCULOS Y RESULTADOS Calculamos la masa y el volumen del hielo por diferencia : VAGUAL FINAL = 67.5ml VAGUA TIBIA = 50ml

VAGUAL FINAL -VAGUA TIBIA =V HIELO V HIELO = 67.5ml - 50ml = 17.5ml MLUNA DE RELOJ + HIELO = 72.87g MLUNA DE RELOJ = 55.83g

MLUNA DE RELOJ + HIELOM - LUNA DE RELOJ =MHIELO MHIELO =72.87g - 55.83g = 17.04g UNI-FIIS |

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CALOR PERDIDO

CALOR GANADO

HIELO 0

De la Ec. 1 QFUSIÓN DEL HIELO = MHIELO . LFUSIÓN QPARA CAMBIAR SU TEMPERATURA = MHIELO . Ce. ( TFINAL – TINICIAL ) = 17.04g . 1 cal/ g 0C . ( 220C - 00C ) =374.28cal QGANADO HIELO = QFUSIÓN DEL HIELO + QPARA CAMBIAR SU TEMPERATURA QPERDIDO AGUA TIBIA = 50g . 1cal/ g 0C ( - 19.50C ) = - 975 cal QPERDIDO POR CALORÍMETRO = Cc calorímetro . ( - 19.50C ) = 22.14 cal/ 0C . ( - 19.500C ) = - 431.73 cal

QGANADO HIELO + QPERDIDO AGUA TIBIA + QPERDIDO POR CALORÍMETRO = 0

QFUSIÓN DEL HIELO + QPARA CAMBIAR SU TEMPERATURA = QPERDIDO AGUA TIBIA + QPERDIDO POR CALORÍMETRO MHIELO . LFUSIÓN + 374.28cal - 975 cal - 431.73 cal = 0 17.04g . LFUSIÓN = 1032.45 cal LFUSIÓN = 60.59cal/g

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OBSERVACIONES Al agregar el hielo al calorímetro este cambia de estado rápidamente; esto lo notamos al agitar el agua con el termómetro. Se asume que la temperatura del hielo usado es 0 0C; esto queda evidenciado en el cambio de estado del mismo a estado líquido durante su medición. La masa y el volumen de hielo usado se calcula por diferencia como método para minimizar el error de medición. Además notamos que la masa y el volumen no son numéricamente iguales debido a que la densidad del hielo es menor al agua líquida; es decir es menor que la unidad.

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CONCLUSIONES   

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0 que hay de cambio estado esta no varía su temperatura. Se comprueba concluye que la mientras temperatura fusióndedel aguaen es una de 0sustancia, C. Sabemos que la LFUSIÓN del H2O es teóricamente 80cal/g; sin embargo, experimentalmente hemos obtenido 60.59 cal/g lo que comprueba el margen de error en todo procedimiento experimental.

RECOMENDACIONES Debemos de ser cuidadosos al pesar el hielo y no mojar la balanza pues esto modifica el cálculo. Debemos dejar que los elementos con los que trabajamos (termómetro, probeta, etc.) alcancen el equilibrio, agitando ocasionalmente para ayudar al proceso.

CUESTIONARIO 

Presente los cálculos para el procedimiento experimental B de la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro. Los cálculos realizados se encuentran en las páginas 4 y 5 del presente informe.

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Llene los cuadros correspondientes 1 y 2, descritos después de cada experiencia. Experimento 1-B T1 27°c 27°c

T2 71.5°c 72°c

Te 51°c 52°c

Capacidad calorífica del calorímetro 18.17 cal/ºc Procedimiento A 26.1 cal/ºc Procedimiento B

Experimento 2 Masa 15g

T1 27°c

T2 67°c

Te 31°c

lor especifico 0.53 cal/ g 0C

P eso atómico 12.07

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Se prepara dos calorímetros similares, y solo se determina la capacidad calorífica de uno de ellos. ¿Se podría decir que la capacidad calorífica de este calorímetro es igual al otro? ¿Por qué? No poseen la misma capacidad calorífica. Pues el hecho que tengan la misma capacidad calorífica depende del modelo o la forma de fabricación de cada uno de los calorímetros, es mas así hayan tenido las mismas condiciones iniciales de fabricación siempre hay un porcentaje de error o incertidumbre, pues se puede echar milésimas de más de un producto o milésimas menos y puesto que la capacidad calorífica depende de la masa, eso hará variar las condiciones físicas de los calorímetros; por ende los calorímetros tendrán diferentes capacidades caloríficas.

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Con datosdeduzca obtenidos, puede calcular el calor del metal y, comparando con los de laslos tablas, quésecapacidad calorífica es la específico más óptima. Según nuestros datos operando con el método de Dulong y Petit el peso atómico que obtenemos es 12.07 por lo tanto se asemeja al elemento carbono; sin embargo, sabemos que el metal usado fue aluminio; por lo que concluimos que hubo factores que modificaron nuestra medición durante el experimento como la reacción humana, la precisión en las escalas de los instrumentos utilizados, etc. De las dos experiencias hechas del primer experimento de los cuales obtenemos 18,17 y 26.1 como capacidad calorífica deducimos que es 18.17 la capacidad calorífica más optima hallado experimentalmente puesto que se aproxima mejor al promedio utilizado.

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Tome de las tablas el valor del calor específico del metal para calcular el peso atómico del metal por el método de Dulong y Petit y compare con el valor determinado experimentalmente. (calor especifico) (peso atomico) = 6.4 0

0.53 cal/ g C (peso atomico) = 6.4 Peso atomico = 12.07 

¿Qué otros métodos se aplica p ara determinar pesos atómicos de los metales aproximados? El método de Cannizzaro o método del máximo común divisor se baso en la hipótesis de Avogadro para hacer cálculos precisos al medir el peso atómico, Actualmente se usa la espectroscopia de masas. El espectrógrafo de masas separa las partículas cargadas eléctricamente en función de su masa; esto permite separar y cuantificar la masa, no solo de los elementos, sino también de sus isótopos.

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Entre dos calorímetros iguales, uno que tiene mayor capacidad calorífica que el otro ¿cuál es mejor? Ya que tenemos dos calorímetros iguales significa que tienen masas iguales, al decirnos que un calorímetro tiene mayor capacidad calorífica nos están diciendo que ese calorímetro necesita mayor calor que el otro calorímetro para aumentar su temperatura en un grado de su temperatura y eso mantiene constante el liquido del interior del calorímetro. Es decir el que tiene mayor capacidad calorífica es mejor, pues su comportamiento tiene una tendencia a un calorímetro ideal, en el cual su variación de temperatura es nula. UNI-FIIS |

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¿Por qué son plateadas las paredes internas de un termo? Un termo es un recipiente de vidrio con doble pared en la cual hay vacio entre las dos paredes, las dos superficies internas del vidrio son plateadas, esto permite que refleje las radiaciones de calor (si no fuera plateado no reflejaría o reflejaría en menor proporción) por lo tanto la sustancia que se encuentra dentro del calorímetro tendrá siempre la misma temperatura ya que el calor que quiere salir se refleja.

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Se sabe que el vidrio es un mal conductor del calor, por lo tanto, cualquier vaso de precipitado se puede usar como calorímetro sin cubrirlo con papel platino. ¿Es correcta esa apreciación? Es incorrecto, no se puede utilizar cualquier vaso de precipitado de calorímetro, es cierto que el vidrio es mal conductor de calor por lo tanto reduce la cantidad de calor que se transmite al exterior por conducción. El vidrio es transparente y eso hace que se pueda transferir calor en forma de radicación, es por eso que se necesita un recubrimiento con papel platino.

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Compare las capacidades caloríficas específicas de los sólidos, líquidos y gases y trate de dar una explicación de las diferencias. Ce (gases) > Ce (liquido) > Ce (sólidos)

Este ordenamiento lo explicamos tomando en cuenta la definición de Ce y la separación de moléculas de las sustancias. Es decir en el caso de los gases las moléculas están muy separadas por lo tanto el calor (energía en tránsito) se demora mas en distribuirse en todas las moléculas para así variar su temperatura, en los líquidos las moléculas están más juntas y se distribuye con más rapidez, por ultimo en los sólidos las moléculas están muy juntas esto permite que el calor se distribuya con mayor rapidez que en los anteriores. 

Dulong y Petit sugirieron que cuando el factor 6.4 se dividiera por el calor especifico de un metal, si el cociente no era el peso atómico conocido, entonces estaba equivocado este peso atómico. Al no poder interpretar este enunciado como pregunta, deducimos que es una proposición la que aseveramos como verdadera.

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¿Por qué la capacidad calorífica molar es una propiedad de la absorción del calor más segura, teóricamente, que la simple definición de capacidad calorífica? La capacidad calorífica molar es más seguro pues es mas explicito, nos referimos a que si calculamos solo la capacidad calorífica no sabemos en que proporción necesitamos calor para variar su temperatura, en cambio si calculamos la capacidad calorífica molar sabemos que queremos añadir calor hasta que se eleve su temperatura en 1ºC por mol.

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¿Cuál es el calor latente de fusión que obtuvo experimentalmente? Experimentalmente se obtuvo:

Lf = 60.59 cal/g

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¿Cuál es el error absoluto y relativo de la determinación? Para Lf

Lf teórico= 80 cal/g ; Lf experimental = 60.59 cal/g

Error absoluto:

Lf experimental - Lf teórico = - 19.41 cal/g

Error relativo:

(Lf experimental - Lf teórico) 100%

= 24.2625 %

Lf teórico 

¿Por qué el hielo debe estar en la temperatura de 0˚c de equilibrio antes de ser añadido al calorímetro? Porque si tenemos el hielo a una temperatura menor a 0ºC el calor latente de fusión nos saldría un poco mas dificultoso para hallarlo, pues se necesitaría suministrarle calor para elevar su temperatura a 0ªC entonces ese calor perdido hará que el calor latente salga mayor que el valor teórico ocasionando un error negativo, entonces se necesitaría otra forma de calcular el calor latente.

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Si el hielo estuviese inicialmente a -5ºC, escriba las ecuaciones de balance térmico necesarias para encontrar el calor latente de fusión. Lf = X mh = Ce agua= 1 Tf -Ti = Tf -5ºC

Ce agua= 1 Tf -Ti = Teq.

Ce hielo= 0.5 Tf -Ti = 5ºC

-5°c

0°c

Masa de hielo Temperatura del hielo Temperatura del agua caliente Temperatura de equilibrio Masa del hielo fundido Capacidad calorífica del calorímetro

T°e mh T1 T2 Te mhf Cc

T2 mh g -5°c T2°c Te°c 17.04g 22.14cal/°c

Del principio de conservación de la energía: :

Q (absorbido)

=

Q (perdido)

( )( )         



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¿Cómo se determina el calor específico del hielo y del agua? Para el hielo : Colocar en el calorímetro unos 150 g de agua calentada aproximadamente 10 ºC sobre la temperatura ambiente. Pesar el calorímetro con el agua. Tapar y medir la temperatura cada ½ minuto durante 5 minutos antes de añadir el hielo. Batir bien antes de cada medición Preparar unos 40 g de hielo y secarlos muy bien con la toalla de papel. Inmediatamente después de una medición de la temperatura añadir el hielo al calorímetro y continuar midiendo cada ½ minuto hasta 5 minutos después de medir la temperatura más baja, tratando de batir bien la mezcla. Pesar el calorímetro con el agua de nuevo y determinar con precisión la masa del hielo agregado. Realizar los cálculos necesarios.

BIBLIOGRAFÍA 

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Samuel H. Maron, Jerome B. Lando/ “Fisicoquímica Fundamental”/ Primera Edición / pag. N° 326, 327 / editorial “Limusa” / México – 1987 Raymond Chang / Química / Novena Edición / pag.N° 224, 225, 239/ editorial “Mc Graw Hill” / México – 2007 Kenneth W. Whitten / Química / Octava Edición / pag. N° 34, 38, 551 / editorial “Cengage Learning” / México

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