Termoquimicia Final
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Termoquimicia Final
SEMESTRE : 2017 – II
FECHA : 04-12-2017
CODIGO : 14160218
1
Índice
RESUMEN
INTRODUCCION
MARCO TEÓRICO
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
CONCLUSIONES
RECOMENDACIONES
BIBLIOGRAFIA
ANEXOS
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RESUMEN:
En el primer experimento se determinó la capacidad calorífica del calorímetro(C) para esto usamos:
una fuente de calor, un termo aislante y un termómetro, es así que por medio del balance térmico se
puedo calcular la capacidad calorífica teniendo los datos necesario:
C= 34.86 cal/ºC.
El segundo experimento se determinó el calor de disolución (Q0), para determinar este calor se
prepara una solución de NaOH la cual se verterá en el calorímetro y por medio de un balance térmico
y ocurriendo una reacción que libera calor, es decir, exotérmica, se halla el calor de disolución que es
634.12 cal.
Para terminar y por último, en el tercer experimento se determinó el calor de reacción para esto
utilizamos virutas de aluminio y solución de HCl, estos se vacían al colorímetro para después agitarlo
constantemente con el fin de obtener la máxima temperatura, dando lugar a q se libere calor en su
proceso, es decir, se da una reacción exotérmica, dándonos un calor de reacción experimental de
4,032 kcal. (Dato experimental) dando un % de error de 4.91%, con respeto a la reacción teórica de
4,24 Kcal (dato teórico).
Este% de error se debió a la mala toma de datos al momento de realizar el experimento y por
consiguiente se dieron resultados un poco alejados de lo que se quería.
Los objetivos de esta práctica se pudieron cumplir de cierta forma ya que pudimos calcular
los datos necesarios para poder obtener el valor de la capacidad calorífica de un calorímetro,
el efecto térmico en una disolución (NaOH en agua) y finalmente una reacción química
exotérmica (aluminio en una solución de HCl diluido).
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INTRODUCCION:
La termoquímica está dentro de la química su importancia radica en que estudia las conversiones del
cambio de energía química a térmica, el calor que se transfiere durante una reacción química es
dependiente de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado.
Su importancia radica en hallar las capacidades caloríficas, ya que esta propiedad nos dará
la información de los materiales y con esto podremos darle un uso específico, como aislantes
o conductores de calor.
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OBJETIVOS:
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PRINCIPIOS TEORICOS:
Definición:
Es una 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 caloría es la unidad para medir la energía y es definida como la cantidad de calor necesaria para
elevar la temperatura de un gramo de agua de 14,5 a 15,5°C. La caloría tiene la desventaja que para
relacionarla con otras unidades de energía se deben usar factores de conversión que no son potencias
de diez exactas.
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.
Entorno: son los alrededores del sistema, todo aquello que lo rodea, la parte del universo que queda
alrededor y puede afectarle en algo.
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TRANSFORMACIONES:
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:
EQUILIBRIO QUÍMICO: no puede estar efectuándose ninguna reacción química en ese instante.
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 sí
se puede medir son variaciones de entalpía.
LEYES DE LA TERMOQUÍMICA
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.
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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.
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>>.
c. 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.
d. LEY DE KIRCHHOFF
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.
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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:
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.
Se define como la cantidad de calor que se desprende o absorbe durante una reacción química,
esto se debe a la diferencia entra las entalpías de los productos y reactantes a presión
constante y temperatura definida. Dentro de los calores de reacción se encuentran los calores
de formación, combustión, fusión, vaporización, sublimación, disolución, neutralización, etc.
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Es la cantidad de calor desprendido cuando reacciona un equivalente de un ácido (una mol
de iones H+ ) con un equivalente de una base (una mol de iones O H- )
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.
CALOR ESPECÍFICO
CAPACIDAD CALORÍFICA
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DATOS Y CALCULOS:
TEMPERATURAS
Calor perdido (agua caliente) = Calor ganado (agua 18.9°C) + Calor ganado (calorímetro)
Q1 = Q2 + Q3
Q1= masaH2O*Ce*(T2-Te)
Q1= (100g)*(1cal/g-°C)*(60-36.4)
Q1=2360 cal
Q2=masaH2O*Ce*(Te-T1)
Q2= (100g)*(1cal/g-°C)*(36.4-18.9)
Q2=1750 cal
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Por definición: Q3 = C*(Te-T1)
Q1 = Q2 + Q3
Q3=610cal
610cal=C*(36.4-18.9) °C
C=34.86 cal/°C
Masa NaOH = 4 gr
Te = 23.5ºC
Por definición:
QD = Q1 + Q2
QD = calor de disolución.
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Q1 = (200 g)*(1 cal/g. ºC) (23.5ºC – 20.8ºC)
Q1 = 540 cal
Q2 = C x (Te - T1)
Q2 = 94.12 cal.
Por lo tanto:
QD = Q1 + Q2
QD = 634.12 cal
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0.1NaOH + 11.111 H2O -> 0.1 NaOH 11.111 H2O
DATOS:
V total = 20 ml
T1 (solución) = 26.5 ºC
T2 = 56 ºC
Por definición:
Q REACCIÔN = Q1 + Q2
Dónde:
Q1 = 315.95 cal.
Q2 = C x (T2 - T1)
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Q2 = 34.86 (cal/ºC) x (56ºC – 26.5ºC)
Q2 = 1028.37cal
Por definición:
QREACCIÔN = Q1 + Q2
Tabla:
HCl -22.00
AlCl3 -168.26
0,2134 moles de HCl x (2mol AlCl2 /6mol HCl) = 0,0711 mol AlCl2
Determinando % de error:
En el calor de reacción:
%Error= 4.91%
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DISCUSION DE RESULTADOS:
En la experiencia se usó agua a una temperatura inicial de 18.9ºC (T1), luego se usó otro volumen de
agua y esta se llevó a plancha hasta una temperatura de 60ºC (T2), luego al verter al calorímetro y
agitar ligeramente se obtuvo una temperatura de equilibrio de 36.4ºC (Te) teniendo una masa de 100g
determinamos mediante cálculos la capacidad calorífica se obtuvo que es C = 34.86 cal/ºC.
Calor de disolución:
En esta experiencia se logró obtener según los cálculos un calor de disolución de 634.12 cal. Se hizo
uso del valor experimental de la capacidad calorífica hallado en el experimento 1.
Calor de reacción:
Par terminar, para esta experiencia se obtuvo un calor de reacción experimental de 4.032
kcal que comparando con el teórico de 4,24Kcal, resulta un % de error de 4.91%, un % de
error muy grande debido a las fallas que se cometió en el experimento con las virutas de Al
en el momento de introducirlas al calorímetro quedándose pegadas en el contorno de las
paredes del calorímetro y afectando la temperatura que se tomaba con el termómetro al inicio.
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CONCLUSIONES:
Se deduce que en el proceso de intercambio calorífico no hay transformación de una forma dela energía en
otra: una parte de la energía interna del cuerpo caliente se transmite al cuerpo frio.
Un proceso exotérmico emite calor hacia el exterior por lo que el calor es negativo y un
proceso endotérmico absorbe calor del exterior por lo cual libera calor positivo.
En experimento III nos resultó un error de 4.91%, este error es causado por que las virutas no se
diluyeron de en su totalidad, esto quiere decir que las virutas se quedaron en las paredes o en el fondo
del recipiente, el error también se debería al mal estado del calorímetro, ya que este deja escapar
energía y por lo tanto se obtendría un dato erróneo de temperatura.
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RECOMENDACIONES:
La primera parte de la práctica de laboratorio se recomienda que las mediciones de temperatura deben
hacerse lo más rápido posible para evitar el cambio brusco de esta, ya que afectaría la exactitud y
precisión de los resultados
En la tercera parte del experimento se recomienda medir rápidamente la temperatura ya que esta
tiende a disminuir, al momento de utilizar el termómetro, este se debe usar con mucho cuidado y la
adición del ácido se debe realizar con sumo cuidado ya que puede caer en la piel, de ser así ,se debe
larva con abundante agua
Las virutas de aluminio deben ser vertidas con cuidado, ya que muy a menudo se quedaran pegadas
en las paredes del calorímetro, y no se podrá realizar el normal cambio de temperatura en ese
momento, al final la temperatura no dejara de aumentar haciendo poco útil la toma de datos.
Como nos recomienda la guía, agitar ligeramente y con cuidado el calorímetro en cada experimento
realizado.
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BIBLIOGRAFIA:
LIBROS:
PÁGINAS WEB:
http://www.textoscientificos.com/quimica/termoquimica
http://www.ing.unp.edu.ar/asignaturas/quimica/teoria/termoquimica.pdf
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm
http://www.buenastareas.com/ensayos/Informe-De-Termoqu%C3%ADmica/793106.html
http://www.slideshare.net/adcs/termoqumica
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ANEXO:
Problema:
Preparar una solución de 20ml, 4M de HCl .Partiendo de una solución concentrada de 37.5% de
masa. ¿Qué volumen de la solución concentrada debo medir para preparar la solución medida?
Solución:
Sabemos que: M = 𝑛𝑉
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Tabla de calores específicos de algunas sustancias:
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Entalpia de formación del AlCl3:
Bismuto (s) 0 0
Boro (s) 0 0
Bromo (l) 0 0
Bromuro de antimonio
-259 -259 000
(III)
Bromuro de arsénico
-130 -130 000
(III)
Cadmio (s) 0 0
Calcio (s) 0 0
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Carbonato de cadmio -751 -751 000
Cloruro de aluminio
-2 692 -2 692 000
hexahidratado
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Algunas aplicaciones de la termoquímica:
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.
La producción de H2 solar puede ser un elemento clave de los futuros sistemas energéticos. El agua
es la fuente más abundante de H2 en la tierra, y la energía solar se puede utilizar para completar la
reacción de hidrólisis. Puesto que el agua se regenera por el uso final de la energía del hidrógeno, se
obtiene un ciclo cerrado y completo de la energía limpia.
A temperaturas muy altas la disociación térmica (termólisis) de agua procederá de acuerdo con la
ecuación (1). La clave del proceso es alcanzar la separación in situ utilizando para ello un reactor
solar conteniendo una membrana de zirconio para la separación de H2
La producción mundial de cemento tiene una alta emisión de dióxido de carbono con una contribución
del 5 por 100 a las emisiones globales antropogénicas de dióxido de carbono. Estas emisiones pueden
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ser reducidas sustancialmente utilizando energía solar en la descomposición térmica de la cal viva,
que es el principal paso endotérmico en la producción de cemento, Ecuación (8).
Esta reacción es altamente endotérmica razón por la cual la industria cementera requiere una alta
aportación de energía térmica. Debido a ello, puede tener sentido la integración de la energía solar
térmica en la producción industrial de cemento, basándose en reactores de tipo ciclónico situados en
el foco de un sistema receptor central. Este reactor puede ser abierto a la atmósfera dado que la
reacción de calcinación puede producirse en presencia de aire y la absorción efectiva de la luz solar
concentrada puede conseguirse formando una nube de gas y partículas que se encuentran girando en
el interior de la cavidad del reactor.
El primer paso es la reducción carbotérmica de óxidos de metal produciendo metales y gas de síntesis
en una reacción endotérmica a alta temperatura.
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