Calorimetria Informe 5
Calorimetria Informe 5
Calorimetria Informe 5
INTRODUCCION
CALORIMETRIA
CALOR:
Es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como
resultado de una diferencia de temperatura. La energía, en forma de calor, pasa
desde el cuerpo más caliente (con una temperatura más alta) hasta el cuerpo mas
frio (con una temperatura más baja). A nivel molecular, las moléculas del cuerpo
más caliente ceden energía cinética a través de colisiones a las moléculas del
cuerpo mas frio. La energía térmica se transfiere es decir, el calor “fluye” hasta
que se igualan los valores medios de las energías cinéticas moleculares de los
dos cuerpos, hasta que las temperaturas se igualen. El calor, como el trabajo,
describe la energía en tránsito entre un sistema y sus alrededores.
Es razonable esperar que la cantidad de energía calorífica, que hace falta para
modificar la temperatura de una sustancia depende de:
Cuanto deba cambiar la temperatura
La cantidad de sustancia
La naturaleza de la sustancia
La cantidad de calor necesaria para modificar un grado Celsius, la temperatura de
un gramo de gua fue llamada caloría (cal). La caloría es una unidad de energía
pequeña y la unidad kilocaloría (Kcal) ha sido también ampliamente utilizado.
1 cal = 4.184 J
Los objetos pueden emitir o absorber calor: carbón al rojo vivo emite calor en
forma de energía radiante; una compresa de hielo absorbe calor cuando se coloca
en un tobillo inflamado. La emisión o absorción de calor hace que los objetos
cambien de temperatura. El cambio de temperatura que un objeto experimenta
cuando absorbe cierta cantidad de energía está determinado por su capacidad
calorífica. La capacidad calorífica de un objeto es la cantidad de calor necesaria
para elevar su temperatura en 1 K (o 1ºC). Cuanto mayor es la capacidad
calorífica de un cuerpo, más calor se necesita para producir una elevación de
temperatura dada.
En el caso de sustancias puras, la capacidad calorífica suele darse para cierta
cantidad de la sustancia. La capacidad calorífica de 1 mol de una sustancia se
denomina capacidad calorífica molar. La capacidad calorífica de 1 g de una
sustancia es su capacidad calorífica específica, o simplemente su calor
específico. El calor específico de una sustancia se puede determinar
experimentalmente midiendo el cambio de temperatura, ΔT, que experimenta una
masa conocida, m, de la sustancia cuando gana o pierde una cantidad específica
de calor q:
ENTALPIA:
Los cambios químicos pueden hacer que se desprenda o absorba calor También
pueden hacer que se efectúe trabajo, sea sobre el sistema o sobre el entorno.
No obstante, lo más común es que el único tipo de trabajo producido por un
cambio químico sea trabajo mecánico. Por lo regular efectuamos reacciones en el
laboratorio a presión constante (atmosférica). En estas circunstancias, se efectúa
trabajo mecánico cuando se produce o consume un gas en la reacción.
Consideremos, por ejemplo, la reacción de zinc metálico con disolución de ácido
clorhídrico:
Zn(s) + 2H+ (ac) Zn2+(ac) + H2(g)
w = -P ∆V
Donde ΔV es el cambio de volumen.
H = E + PV
La entalpía es una función de estado porque la energía interna, la presión y el
volumen son funciones de estado.
Supongamos ahora que se efectúa un cambio a presión constante. Entonces
∆H = ∆E + ∆PV
En la mayor parte de las reacciones, la diferencia entre ΔH y ΔE es pequeña
porque PΔV es pequeño.
Si ΔH es positivo (es decir, si P es positivo), el sistema habrá ganado calor del
entorno, o sea que el proceso es endotérmico. Si ΔH es negativo, el sistema
habrá liberado calor al entorno, o sea que el proceso es exotérmico.
LEY DE HESS:
Para obtener la ecuación neta, la suma de los reactivos de las dos ecuaciones se
coloca a un lado de la flecha, y la suma de los productos, en el otro. Puesto que
2H2O (g) está en ambos miembros, se puede cancelar como una cantidad
algebraica que aparece a ambos lados de un signo de igual.
La ley de Hess dice que “si una reacción se efectúa en una serie de pasos,
ΔH para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía para los
pasos individuales”. El cambio total de entalpía para el proceso es
independiente del número de pasos y de la naturaleza específica del camino por el
cual se lleva a cabo la reacción. Por tanto, podemos calcular ΔH para cualquier
proceso, en tanto encontremos una ruta para la cual se conozca el ΔH de cada
paso. Esto implica que podemos usar un número relativamente pequeño de
mediciones experimentales para calcular ΔH de un número enorme de reacciones
distintas.
La ley de Hess ofrece una forma útil de calcular cambios de energía que son
difíciles de medir directamente. Por ejemplo, no es posible medir directamente la
entalpía de combustión del carbono para formar monóxido de carbono. La
combustión de 1 mol de carbono con 0.5 mol de O 2 produce no sólo CO sino
también CO2, y queda algo de carbono sin reaccionar. Sin embargo, el carbono
sólido y el monóxido de carbono se pueden quemar por completo en O2 para
producir CO2.
CALOR DE FORMACION :
CALOR DE COMBUSTION:
El calor de reacción ΔHº 25°C puede calcularse a partir de los respectivos calores
de formación ΔHf°, a saber:
ΔHº f NaOH (ac) -112,236 kcal
ΔHº f HCl (ac) -40,023 kcal
ΔHº f NaCl (ac) -97,302 kcal
ΔHº f H2O (l) 683,17 kcal
HCl (ac) + LiOH (ac) → LiCl (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13680 cal
HNO3 (ac) + KOH (ac) → KNO3 (ac) + H2O ΔHº25°C = -13675 cal
½ H2SO4 (ac) + KOH (ac) → ½ K2SO4 (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13673 cal
Obsérvese que el calor de neutralización de ácidos fuertes con bases fuertes en
solución diluida, es prácticamente constante cuando 1 mol de agua se forma en la
reacción. La explicación de este hecho reside en que tanto los ácidos como las
bases fuertes y sus sales derivadas están completamente disociadas en sus
respectivos iones cuando se hallan en solución acuosa suficientemente diluída.
Desde este punto de vista, una solución diluída de HCl consiste solamente en
iones H+ y Cl- en solución acuosa; y similarmente, una solución diluída de NaOH
consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa. Después de la neutralización, la
solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl-. La reacción (3) puede ser
interpretada como iónica de la siguiente manera:
Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) → Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l),
o sea cancelando los términos comunes:
Cuando a una cierta cantidad de agua (u otro líquido) se le suministra calor, éste
se invierte inicialmente en aumentar la temperatura del agua. Dicho aumento de
temperatura viene determinado por el calor suministrado, la masa de agua, y la
constante llamada calor específico.
MATERIALES Y REACTIVOS:
PROCEDIMIENTO:
EXPERIENCIA 1.1
EXPERIENCIA 1.3
EXPERIENCIA 2.1
EXPERIENCIA 2.2
EXPERIMENTO 1
EXPERIENCIA 1.1
OBSERVACIONES REACCION
La temperatura registrada en el
termómetro luego de diluir estas 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐)→ 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙𝑖𝑞) + 𝑄
soluciones fue T = 41oC.
Incremento de temperatura a
comparación con la temperatura
inicial.
Ningún otro cambio físico perceptible.
Es una reacción exotérmica
EXPERIENCIA 1.2
OBSERVACIONES REACCION
Se incrementó la temperatura
+
registrando en el termómetro f𝐻2 𝑆𝑂4 H2O 𝐻(𝑎𝑐) + 𝑆𝑂4(𝑎𝑐) +𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
To = 45oC
No observamos ningún otro cambio
físico.
Es exotérmica
OBSERVACION
EXPERIENCIA 2.1
EXPERIENCIA 2.2
V. CONCLUSIONES
VI. RECOMENDACIONES