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Informe-10 - Informe 10 de Fis100 DEL CURSO BASICO DE INGENIERIA

Informe 10 de Fis100 DEL CURSO BASICO DE INGENIERIA

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Fisica basica (FIS100)

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Universidad Mayor de San Andrés

Año académico: 2016/2017

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Práctica Nº 7

Calorimetría

1. Objetivo.-

 Experimentar la transferencia de energía que se produce entre cuerpos.  Determinar la capacidad calorífica del calorímetro.  Calcular teóricamente el calor absorbido o liberado por un sistema determinado  Medir los cambios de temperatura que se producen cuando efectuamos reacciones químicas.  Determinar la cantidad de calor proporcionada por el trabajo eléctrico.  Estudio experimental sobre los cambios energéticos que acompañan las reacciones químicas mediante el método de la calorimetría

2. Fundamento teórico.-

La aplicación especifica de la termodinámica dentro del capitulo de la química se encuentra en el estudio de las reacciones químicas, dando origen a la rama conocida como termoquímica. La termoquímica comprende el estudio de la medida o cálculos de los calores absorbidos o desprendidos en las reacciones químicas, y por esta razón estas cuestiones son de extraordinaria importancia práctica. También suministra la termoquímica los datos con los que pueden calcular las energías relativas o las entalpías contenidas en las sustancias químicas. Cabe recordar que el termino entalpía se refiere la proceso donde el calor se encuentra a presión constante. Este aspecto trae como consecuencia que la termoquímica sea imprescindible para el estudio de los enlaces químicos, y, es la rama de la química que suministra los materiales y conocimientos necesarios para el estudio termodinámico de los equilibrios químicos. Las reacciones químicas presentan dentro de su proceso una absorción o desprendimiento de energía transformada en calor. Estos cambios reflejan las diferencias entre las energías potenciales asociadas con los enlaces activos y los productos. Por ejemplo cuando se reúnen dos átomos de hidrógeno para formar la molécula de hidrógeno (H 2 ) se desprende energía, ya que la energía potencial de los núcleos y los electrones de la molécula de hidrógeno "H 2 " es inferior a la energía potencial total de sus componentes en forma aislada. Esta misma energía proporcionada dentro de la misma molécula también puede romperla. Por lo tanto se ve, que la medición de la cantidad de energía puede proporciona información fundamental con respecto a la estabilidad de las moléculas y las fuerzas de los enlaces químicos. Los resultados cuantitativos de estos cambios de energía, son confirmados dentro de la ley de la conservación de la energía, ya que el calor antes y después de una reacción u otro fenómeno físico se va a conservar en valor, lo que cambia es la forma como se manifiesta. Esta ley muestra que el cambio de energía es un factor de mucha importancia en la determinación del grado en que se lleva a cabo una reacción. La combustión de materiales fósiles, tales como la hulla, los derivados del petróleo y el gas natural, constituyen en la actualidad la principal fuente de aprovisionamiento de energía de nuestra civilización. La reacciones químicas que ceden calor al exterior se los califica como exotérmicas; si la reacción absorbe calor del medio ambiente que le rodea se la llama endotérmica, la cantidad

de calor liberado en una reacción exotérmica o desprendido en una reacción endotérmica es el necesario para restaurar la mezcla reaccionante a su temperatura original. El calor producido dentro de una reacción puede estar dado por el instrumento medido ya sea a volumen o presión constante, tomando para ello diferentes símbolos. Cuando las mediciones calorimétricas se realizan en un recipiente de volumen fijo, la reacción ocurre a volumen constante en este caso como el volumen es fijo, entones el trabajo así planteado tiene el valor de "CERO", de manera tal, que la energía interna será igual al calor a volumen constante. Las reacciones así producidas pueden escribirse por ejemplo, para la combustión del BENCENO: La variación de energía interna dentro de un sistema químico será igual. En un proceso de formación: a la energía de los productos menos la energía de los reactivos, y en un proceso de combustión: a la energía de los reactivos menos la energía de los productos. Sin embargo las reacciones químicas se efectúan comúnmente en recipientes abiertos, a presión barométrica inalterable, de manera que la reacción se encuentra en estos casos sujeta a un proceso a presión constante. El calor en estas condiciones recibe el nombre de ENTALPÍA. Si bien existe una diferencia con relación anterior, es a consecuencia del comportamiento de los gases, ya que existen variaciones apreciables de volumen de estos cuando se trabaja a presión constante de la atmósfera. En el laboratorio es común que las reacciones ahí estudiadas se realicen a presión constante, de manera que el calor es igual a la entalpía. Para evitar confundir el cambio de la entalpía relacionado con la reacción química con el relacionado con un cambio de la presión o temperatura del sistema los reactivos así como los productos deben encontrarse en un en sus momentos inicial y final a la misma temperatura y presión. Por estas condiciones el calor de reacción viene definido como el calor tomado del entorno en la transformación de reactivos a temperatura y presión a productos a la misma temperatura y presión. Las ecuaciones químicas igualadas que se utilizaron dentro de el capitulo de la Estequiometría, son bastante incompletas, pues nada se indica en ellas acerca de la cantidad de energía que acompaña a la transformación correspondiente, referida a los pesos moleculares gramo precisados de cada uno de los cuerpos reaccionantes. Esta cantidad de calor, afectada por el signo que le corresponda Se escribe en el segundo miembro de la ecuación química. Una reacción será de signo negativo cuando la reacción se comporte exotéricamente y será positivo cuando la reacción absorba calor, es decir, sea endotérmica. Los calores de reacción cuando se trabaja con un mismo producto pero en diferente estado van a cambiar, es por ello, que dentro de las características de las ecuaciones termoquímicas es imprescindible anotar la naturaleza de la sustancia y su estado, simbolizado mediante las letras "s, l, g" cada una con el significado sólido, líquido y gaseoso respectivamente. Así mismo dentro de los compuestos o elementos sólidos es necesario especificar algún de sus características, ya que muchas sustancias gozan de la propiedad de poseer diferentes estados sólidos como el carbón que se presenta como grafito, así como en diamante. Para que la ecuación química sea completamente precisa debería indicarse, además, la temperatura e incluso la presión, si bien este ultimo factor influye muy poco en el valor del calor es necesario indicarla para que sea completa la ecuación termoquímica. La temperatura es la que posee mayor influencia dentro del calor de la reacción. Cada una de las reacciones siempre presenta un calor muy diferente en una función dada, es decir, el calor de formación del benceno, será muy diferente al calor de combustión del

La reacción debe ser completa.
La reacción no debe dar lugar a reacciones secundarias.

Las reacciones rápidas motivan a que el calor de reacción se desprenda o absorba en un período de tiempo corto y entonces es fácil conseguir que el calor fluya desde el sistema de reacción al medio que lo rodea, en el cual se puede realizar la medida del cambio de temperatura del sistema. El que la reacción sea completa es necesario para no tener que realizar las difíciles correcciones debidas a la porción de reactivos que no han reaccionado. Finalmente, una reacción en que no se presenten procesos secundarios implica que su evolución conduce a unos determinados productos finales, sin que surjan complicaciones por otras reacciones paralelas. Estas condiciones son muy severas y por ello solo las cumplen un número muy reducido de reacciones como lo dijimos anteriormente. La cantidad de calor se expresa generalmente en calorías. La caloría es la cantidad de calor que se necesita para elevar en 1oC la temperatura de 1 gramo de agua. Esta cantidad depende algo de la temperatura inicial del agua, por lo que fue fijado el intervalo de 14 a 15. grados centígrados. Actualmente se define caloría como la cantidad de calor que equivale 4 joules absolutos. Corresponde prácticamente a la caloría a 17 grados centígrados. El calor de combustión se determina normalmente con bomba calorimétrica. La anterior figura reproduce exactamente como es la bomba calorimétrica mas utilizada. La bomba calorimétrica fue creada en la National Bureau of Standards de Washington (U.S). Una porción pesada de la sustancia se coloca en una cápsula en el interior de la cámara, o bomba, y la bomba se llena con oxígeno a unas 20 atmósferas de presión. Mediante un conductor delgado, que esta introducido en la sustancia esta se calienta por el paso de una corriente eléctrica y se inicia la reacción, la cual, una vez iniciada, se desarrolla rápidamente produciendo una gran cantidad de calor. El calor desprendido se mide por la elevación de temperatura del agua de un baño que rodea a la bomba calorimétrica. El aparato es costumbre calibrarlo midiendo previamente la elevación de temperatura del agua con la combustión de una porción de una sustancia, cuyo calor de combustión se conoce con seguridad. Tanto la bomba como el baño calorimétrico están cuidadosamente aislados del medio que los rodea, para lograr la menor perdida posible del calor. Un dispositivo de este tipo, en el que la cámara de reacción esta aislada para que no entre ni pierda calor, se llama calorímetro adiabático. Los calores de combustión que son los que mayormente se miden dentro de las bombas calorimétricas, son muy grandes, del orden de varios cientos de calorías por mol, y trabajando con cuidado pueden medirse con una precisión de 0 por 100. El inconveniente del empleo de los calores de combustión para el estudio de las diferencias en contenido energético de dos compuestos es que se ha de obtener de diferencias pequeñas entre números muy grandes. Un segundo tipo de reacciones interesantes, que algunas veces resultan adecuadas, es la hidrogenización de los compuestos orgánicos. Las sustancias insaturadas como son aquellas que contienen enlaces carbono-carbono doble o triple, pueden algunas veces saturarse con hidrógeno mediante reacciones susceptibles de estudio termodinámico.

Estas reacciones liberan más calor que las de oxidación y, por tanto son de mayor utilidad cuando se trata de medir pequeñas diferencias de energía entre sustancias. Esta técnica ha sido desarrollada por primera vez por J. Kistiakowsky en Harvard. Dentro de la bomba calorimétrica generalmente como se ha visto, se miden los calores de combustión e hidrogenización, interesándole mas, por ende el campo orgánico de la química. Los calores de las sustancias inorgánicas como son: los calores de disolución, neutralización y formación de complejos con frecuencia se pueden medir en un calorímetro.

El calorímetro básicamente es un dispositivo aislado abierto a la atmósfera, con una cámara de reacción rodeada de agua donde se detectan los cambios de temperatura con ayuda de un termómetro y a través de estas mediadas medir la cantidad de calor intercambiado. El calor desarrollado por la reacción u otro proceso físico en la cámara de reacción que se halla inicialmente a una temperatura T 1 , actúa de tal modo que la temperatura final del calorímetro cambia hasta una temperatura T 2. Por el principio de conservación de la energía se puede expresar:

Calor cedido por reacción = calor ganado por el calCalor cedido por reacción = calor ganado por el calorímetroorímetro

Así como dentro de la bomba calorimétrica se precisaba calibrarla, para encontrar su capacidad calorífica, de igual manera existe un proceso para el calibrado del calorímetro, el mismo que se explicara dentro del procedimiento, ya que forma parte importante de la experiencia. La masa y el calor específico del calorímetro están dados por las suma de cada una de las masa y calores correspondientes a sus componentes, por ello es necesario luego de su construcción el conocimiento de esta sumatoria que no es nada menos que la capacidad calorífica de este. Conocida la capacidad calorífica del calorímetro y las temperaturas inicial y final se puede determinar el calor cedido por la reacción ocurrida en el matraz erlenmeyer. Se debe resaltar que la capacidad calorífica del calorímetro esta en función de las masas de los componentes del calorímetro y del agua que rodea al erlenmeyer, por lo tanto ni la masa del agua ni los componentes deben cambiar durante la sesión experimental. Existe una variedad muy grande de reacciones donde hay cambios energéticos, denominándose reacciones de combustión, de disociación, de formación, etc. Las reacciones químicas van siempre acompañadas de transferencia de energía, que puede manifestarse en forma de calor absorbido (reacción exotérmica).

Reactivos Productos

Cuando una reacción se lleva a cabo a presión constante, los cambios de calor que ocurren se denominan entalpía (H) En el laboratorio, las reacciones normalmente se llevan acabo a presión constante, de manera que el calor que interviene en la reacción, se hace igual a la variación de la entalpía. La entalpía de reacción se expresa normalmente en calorías/mol ya sea de producto o reactivo. Por conversión se establece que la entalpía es de signo negativo para procesos exotérmicos y de signo positiva para procesos endotérmicos. La medida del calor intercambiado durante un proceso se realiza mediante un calorímetro que básicamente es un dispositivo aislado con una cámara de reacción rodeada de agua

Qp = -Ma Ceagua (T2 - Tb) = C (T2 – T1)

Y el valor de C se puede calcular por:

C = -Ma Ceagua (T2 – Tb) / (T2 – T1)

Se debe resaltar que la capacidad del calorímetro es función de las masas de los componentes del calorímetro y el agua que rodea el erlenmeyer, por lo tanto ni la masa ni la masa de agua ni los componentes deben cambiar durante la sesión experimental.

3. Materiales y reactivos.-

4. Procedimiento.-

4. Construcción del calorímetro

Construya una caja de material aislante (Plastoformo o aisloplas) de aproximadamente 15x15x15 cm. con espacio suficiente para que en el interior quepa un vaso de precipitados de 600 cc. El matras erlenmeyer (cámara de reacción) se colocará en el interior del vaso de precipitado rodeado de agua. El termómetro estará en el agua que rodea a la cámara juntamente con un agitador para mantener la temperatura del agua uniforme.

4. Calibración del calorímetro

Dejar que se establezca el equilibrio térmico en el calorímetro y registre la temperatura T 1 , caliente 50cc a temperatura de ebullición Tb y vierta en el matras erlenmeyer. Sin dejar de agitar, controle la temperatura cada 10 segundos hasta alcanzar el equilibrio térmico y registre la temperatura de equilibrio t 2.

Retire el matraz erlenmeyer y determine la masa de agua introducida por diferencia entre el matras con agua y el matras vacío.

4. Detreminación del calor de disolución del H 2 SO 4

Coloque en el matras erlenmeyer 18 cc de agua. Permita que se establezca el equilibrio térmico en el calorímetro y registre la temperatura T 1. Añada 5 cc de ácido sulfúrico concentrado del 98% en peso y 1,83 g/cc de densidad. Determine la máxima temperatura que alcance el sistema T 2. Repita el procedimiento con 27, 36, 45 y 54 cc de agua La cantidad de ácido sulfúrico se mantiene constante.

4. Determinación del calor específico de un sólido

Caliente las esferas metálicas en un vaso de precipitado hasta llegar a la temperatura de ebullición y registrar su temperatura luego medir las temperaturas del calorímetro, colocar la esfera en el calorímetro y luego controle las variaciones de temperatura y la temperatura máxima. Si existe evaporación del agua deberá determinar la cantidad e agua evaporada objeto de conocer la cantidad de agua que intervino en el proceso.

4. Equivalente eléctrico del calor Conecte una espira de calentamiento (resistencia) a una fuente de corriente continua. En el erlenmeyer (cámara de reacción) utilizar 80 gramos de agua.

6. Datos y Cálculos

Determinación del Calor Específico de un Sólido

Caliente las esferas metálicas en una mufla

Registre la temperatura de la esfera

Medir la temperatura del agua contenida en el vaso de precipitados del calorímetro

Introducir la esfera metálica caliente en el vaso de precipitados

Se recomienda tomar un volumen de agua al 20% del límite de recubrimiento

Determinar la temperatura máxima que alcance el sistema T

Si existe evaporación de agua se deberá determinar la cantidad de agua evaporada a objeto de conocer la masa exacta de agua que intervino en el proceso

FIN

6. Construcción del Calorímetro

6 Calibración del Calorímetro

6.2 Graficar Temperatura vs. Tiempo.-

6.2 Determinación de la Capacidad calorífica del Calorímetro (C).-

Temp (ºC) 25 26 27 28 28 29 29 30 30 30

Tiempo 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

Temperatura vs. Tiempo

6.3 Graficar Temperatura vs. Tiempo.-

6.3 Determinación de calor de disolución (AH)

Prueba 1 Prueba 2 Prueba 3 Temperatura inicial del calorímetro (T 1 ) 13 ºC 17 ºC 20 ºC Temperatura máxima alcanzada por el calorímetro (T 2 ) 21 ºC 24 ºC 25 ºC Masa de ácido sulfúrico 8 g 8 g 8 g Masa de agua 18 g 27 g 36 g ΔH (calor de disolución) (cal) 3005 2629 1878. ΔH (calor de disolución por mol sulfúrico (cal/mol) 32842 28737 20526.

Masa de ácido sulfúrico.-

Calor de disolución.-

Prueba 1 Prueba 2 Prueba 3

Calor de disolución por mol sulfúrico.-

Prueba 1 Prueba 2 Prueba 3

Temp (ºC) 21 23 23 24 24 24 24 25 25 25

Tiempo 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

Temperatura vs. Tiempo

6. Determinación del calor específico de un sólido.-

Prueba 1 Temperatura inicial del calorímetro (t 1 ) 14 Masa de agua inicial (g) 120 Temperatura máxima alcanzada por el calorímetro (t 2 ) 21 Masa de agua empleada (g) 115 Temperatura esfera (c) 76 Calor de intercambio (cal) 2720042. Calor específico del metal 0/gºC

Calor de intercambio.-

Calor específico de un metal.-

6. Equivalente eléctrico del calor.-

Prueba 1 Temperatura inicial del calorímetro 17 Temperatura máxima alcanzada 34 Tiempo 140. Masa de agua 80 Capacidad calorífica del calorímetro

41.

Voltaje empleado 28 Intensidad de corriente 0.

7. Conclusiones.-

 Pudimos manipular un calorímetro con las precauciones necesarias.

 Determinamos experimentalmente y con la ayuda de la formula necesaria calculamos la capacidad calorífica de nuestro calorímetro

 Logramos medir los distintos cambios de temperatura cuando se efectúan reacciones químicas.

 Logramos determinar la cantidad de calor intercambiado en una reacción química determinando experimentalmente los cambios energéticos que se dan.

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Calorimetría

1. Objetivo.-

Experimentar la transferencia de energía que se produce entre cuerpos.

Determinar la capacidad calorífica del calorímetro.

Calcular teóricamente el calor absorbido o liberado por un sistema determinado

Medir los cambios de temperatura que se producen cuando efectuamos reacciones

químicas.

Determinar la cantidad de calor proporcionada por el trabajo eléctrico.

Estudio experimental sobre los cambios energéticos que acompañan las

reacciones químicas mediante el método de la calorimetría

2. Fundamento teórico.-

La aplicación especifica de la termodinámica dentro del capitulo de la química se encuentra

en el estudio de las reacciones químicas, dando origen a la rama conocida como

termoquímica.

La termoquímica comprende el estudio de la medida o cálculos de los calores absorbidos o

desprendidos en las reacciones químicas, y por esta razón estas cuestiones son de

extraordinaria importancia práctica. También suministra la termoquímica los datos con los

que pueden calcular las energías relativas o las entalpías contenidas en las sustancias

químicas. Cabe recordar que el termino entalpía se refiere la proceso donde el calor se

encuentra a presión constante. Este aspecto trae como consecuencia que la termoquímica sea

imprescindible para el estudio de los enlaces químicos, y, es la rama de la química que

suministra los materiales y conocimientos necesarios para el estudio termodinámico de los

equilibrios químicos.

Las reacciones químicas presentan dentro de su proceso una absorción o desprendimiento de

energía transformada en calor. Estos cambios reflejan las diferencias entre las energías

potenciales asociadas con los enlaces activos y los productos. Por ejemplo cuando se reúnen

dos átomos de hidrógeno para formar la molécula de hidrógeno (H2) se desprende energía,

ya que la energía potencial de los núcleos y los electrones de la molécula de hidrógeno "H2"

es inferior a la energía potencial total de sus componentes en forma aislada. Esta misma

energía proporcionada dentro de la misma molécula también puede romperla. Por lo tanto se

ve, que la medición de la cantidad de energía puede proporciona información fundamental

con respecto a la estabilidad de las moléculas y las fuerzas de los enlaces químicos.

Los resultados cuantitativos de estos cambios de energía, son confirmados dentro de la ley

de la conservación de la energía, ya que el calor antes y después de una reacción u otro

fenómeno físico se va a conservar en valor, lo que cambia es la forma como se manifiesta.

Esta ley muestra que el cambio de energía es un factor de mucha importancia en la

determinación del grado en que se lleva a cabo una reacción. La combustión de materiales

fósiles, tales como la hulla, los derivados del petróleo y el gas natural, constituyen en la

actualidad la principal fuente de aprovisionamiento de energía de nuestra civilización. La

reacciones químicas que ceden calor al exterior se los califica como exotérmicas; si la

reacción absorbe calor del medio ambiente que le rodea se la llama endotérmica, la cantidad