Descripción: laboratorio fisicoquímica ambiental...
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente – ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental – IA Curso: Fisicoquímica Ambiental – FA Director: Jairo Granados INFORME DE LABORATORIO PRÁCTICA 1 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm)
INTEGRANTES DEL GRUPO Tutor de laboratorio
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Wendy Lorainy Vélez Jan Carlos Lagos Baquero Juan Carlos Martínez Blanchar
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Andrés Felipe Martínez
358115_13
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Andrés Felipe Martínez
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Jairo Granados Moreno
358115_1
TUTOR: JOSE MAURICIO PEREZ ROYERO
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de ciencias agrícolas, pecuarias y del medio ambiente Programa: ingeniería ambiental
CEAD VALLEDUPAR NOVIEMBRE 2014
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RESUMEN En este trabajo se determinaron las propiedades termodinámicas de una solución acuosa, para esto se determinaron las entalpías molares de disolución, y los volúmenes molares aparentes, en función de la concentración y la temperatura, con el objetivo de estudiar el comportamiento de este tipo de solutos, el efecto de estos sobre la estructura del agua y para contribuir a la elucidación del tipo de interacciones que ocurren en solución.
PALABRAS CLAVES: Calorímetro, Dewar, entalpía, entropía, calórica, molar.
INTRODUCCIÓN Las entalpías de dilución y disolución, junto con la capacidad calorífica, constituyen la principal fuente de indagación acerca de las pertenencias térmicas de las disoluciones. En el caso de un soluto sólido, como son las sales complejas de cobalto que se estudian en el laboratorio, la entalpía de disolución es fácil de medir, pero los resultados experimentales que se obtienen son de poca utilidad, porque dependen en gran medida del estado de la muestra sólida antes del proceso de disolución más que de las propiedades de la disolución formada. El cambio entálpico en un sistema es igual al calor ganado o perdido por el sistema a una presión constante, en un proceso de solución donde se absorbe energía, el valor de la entalpía de Solución, es positivo (endotérmico), mientras que si se libera energía, el valor de es negativo (exotérmico). La calorimetría se basa en dos leyes, la ley de la conservación de la energía y la ley de transferencia de calor. Es una técnica que permite estudiar sistemas tales como líquidolíquido o líquido-sólido, llevando a determinar propiedades como entalpías de solución, dilución, mezcla, reacción, formación y entalpías de exceso
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1.
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA 1.1 MAPA CONCEPTUAL
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1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL
2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1.
LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS UTILIZADOS EN LA PRACTICA
Materiales Calorímetro (vaso Dewar, termo o recipiente de icopor) Beaker (vaso de precipitado) Probeta graduada de 100 ml Vidrio reloj Varilla de vidrio
2.2.
Equipos Balanza analítica Termómetro
LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS EN LA PRACTICA REACTIVO (NOMBRE)
FORMULA MOLECULAR
CONCENTRACIÓN
Agua ambiente
H2O
100 ml
Agua caliente
H2O
200 ml
Agua destilada
H2O
200 ml
Agua industrial (pozo)
H2O
100 ml
Hidróxido de sodio en lentejas
NaOH
2,056 g
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3.1.
3. PROCEDIMIENTOS Flujo grama general de los procedimientos desarrollados.
3.1.1.
TABLAS DE DATOS
Tabla 1. Calibración del calorímetro o vaso Dewar
Temperatura (°C)
Sustancia T
T1
T0
Teq
Agua(ambiente)
29.1
25
27
28
Agua Caliente
80
60
52
52
Mezcla
54
54
52
39.9
Calorímetro 3.1.2.
mc = 6,5997
ECUACIONES DE CÁLCULO
1. Calibración del calorímetro o vaso Dewar
Q calorímetro= C.ΔT = C (T2-T1) y Qsn= msnCsn ΔT Encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro. Con base en la
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ecuación de balance de calor:
T Agua Ambiente
T1 Agua Caliente
Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar así: m1 para el agua a temperatura ambiente (T) y m2 para el agua caliente (T1)
Con base en la ecuación de balance de calor:
Dónde: Es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura ambiente Es el calor desprendido por efecto de la disolucion del NaOH Se tiene que: (
)
(
)
(
)
De esta expresión se debe despejar Ce y luego reemplazar los datos obtenidos.
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Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C
3.2.
Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuario, etc. 3.2.1. Procedimiento:
Lavar y secar el vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como: mc
En un beaker calentar 100mL de agua destilada, hasta alcanzar 80°C (T1)
Alistar100mL De la muestra de agua industrial, pecuaria ó agrícola, etc, en otro
Después de transcurrido este tiempo, agregar los 100mL de agua que están a
beaker, medir su temperatura (T) y adicionar la alcalorímetro ó vaso Dewar, taparlo y
80°C, tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la mezcla
tomar lecturas de la temperatura del agua cada minuto, durante 5 minutos, hasta que
cada minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio, permanece
permanezca constante, registrar como T0.
constante; registrar este último valor como: Teq
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3.2.2. TABLAS DE DATOS Tabla 2. Calor especifico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuario, etc.
Temperatura °C
SUSTANCIA T Agua pozo
T1
29
Agua caliente
T0 30.7
80
Mezcla Calorímetro
Teq
48 mC 6.5997 gr
3.2.3. ECUACIONES DE CÁLCULOS: 1.
A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:
Encontrar la densidad de las masas utilizadas en las mezclas teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar así: m1para el agua a temperatura ambiente (T) y m2para el agua caliente (T1) Tenemos que:
Tenemos que
Entonces m1=
Con base en la ecuación de balance de calor
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Se tiene que: (
)
(
)
(
)
Donde Cm es la capacidad calorífica de la muestra de agua analizada De esta expresión se debe despejar Cm y luego reemplazar los datos obtenidos.
Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C
3.3.
Entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio en agua 3.3.1. Procedimiento Alistar el calorímetro, lavar y secar Pesar exactamente en un vidrio reloj 2 g de NaOH (anotar como m NaOH), medir su temperatura: T1 Adicionar 200 ml de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos Después de transcurrido este tiempo, agregar el NaOH rápidamente al calorímetro utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 10 min, verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo constante; registrar este último valor como: Teq, en su tabla de datos Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro
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3.3.2. TABLA DE DATOS Tabla 3. Entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio en agua
Temperatura °C SUSTANCIA T1
T0
Agua ambiente
27.3
29
NaOH
27.9
27.9
T
Disolución Calorímetro
Teq
29.0 Mc = 8.63
3.3.3. ECUACIONES DE CALCULOS 1. A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:
Encontrar la densidad de las masas utilizadas en las mezclas teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar así: m1para el agua a temperatura ambiente (T) y m2para el agua caliente (T1) Tenemos que:
Tenemos que
m1 agua ambiente
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m2 NaOH
2. Con base en la ecuación de balance de calor
Se tiene que:
(
)
(
)
3. Teniendo en cuenta el valor hallado de y el número de moles de hidróxido de sodio adicionado al colorímetro, calcular la entalpia molar de disolución, así:
4. Calcular la molaridad (M) de la disolución estudiada.
5. Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de la mezcla, según la ecuación:
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3.4.
TABLA DE RESULTADOS Material Calorímetro NaOH
C 5.057 1114.9
Indicadores M Δ𝖧sn 0.4112
596.15
ΔSm 4.734 j
3.5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS Aunque como sabemos a temperatura y presión constante, el volumen y el número de moles es directamente proporcional; sin embargo, la reacción 3 de la 1 practica aunque se manejó el hidróxido de sodio, la temperatura inicial no vario lo suficiente para llevar acabo su equilibrio de constante. En los primeros experimentos 2 y 3 se presentó un disminución de volumen con la constante de equilibrio, sin embargo no fue proporcional, mientras en el 1 el punto máximo de 80ºC el cual se dejó someter el agua, aumento los resultados de concentración, variando la temperatura a equilibrio máximos de concentración. Teniendo en cuenta que esta práctica sometía el procedimiento y cálculos del calorímetro podemos apreciar una disolución de agua en cuanto a su concentración y constante de equilibrio natural.
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4. CONCLUSIONES La entalpía de un sistema termodinámico expresa los cambios térmicos a presión constante y mide el contenido calorífico del mismo. La calorimetría es una técnica de análisis térmico que permite medir los cambios energéticos de una sustancia en presencia de un material de referencia. El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado. Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpía. Además es importante decir que el calor nunca se pierde, ni se destruye, lo que avala la primera ley de la termodinámica, explícitamente se concluye que el calor siempre será aprovechado o por el entorno o por el sistema, en consecuencia cuando se mide la entalpia a presión constante y da un valor negativo significa que cedió calor al entorno, por el contrario si es positivo absorbe calor.
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5. CUESTIONARIO 1) Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.
Tipos de calorímetro
Calorímetro de presión constante. Bomba o calorímetro de volumen constante Calorimetría de exploración diferencial Calorímetro de carga seca Microcalorímetro Calorímetro de flujo. Calorímetro de Lavoisier. 2) ¿Qué significa calor diferencial de una solución?
Calor diferencial de una solución es cuando se absorbe el calor debido a que una mol de solido se disuelve en una solución que se encuentra saturada. 3) ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?
Síntesis orgánica, manufactura de resinas sintéticas, acelerador en reacciones de sulfuración, agente antibacterial en diferentes tipos de desinfectantes farmacéuticos, y como antiséptico urinario, entre otras, también en aplicaciones farmacéuticas como Urotropina o tetrametilentetraamina. 4) ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+aq y Cl-aq en el proceso de disolución?
Lo que se genera es que estos dos reactivos son importantes para determinar las bases y ácidos (sales), el cual, ayudan a concentrar los iones del agua en sus diferentes etapas de entalpia. 5) Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH sólido en 250 ml, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.
Calor cedido por el NaOH = calor absorbido por el agua Calor absorbido por el agua = masa de agua * calor específico del agua * incremento de temperatura del agua Datos adicionales: Densidad del agua = 1 g/mL, con lo que los 250 mL = 250 mL * (1 g / 1 mL) = 250 g agua. Calor específico del agua = 1 cal/(g * ºC)
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En definitiva: Calor absorbido por el agua = 250 g * 1 cal/(g * ºC) * 1.24 ºC = 310 cal . Este es el calor producido por la disolución de 1.2 g de NaOH. El calor de disolución del NaOH será: Q = 310 cal / 1.2 g = 258.3 cal/g
