Cinetica Quimica

Objetivos:

-Estudiar en el laboratorio procesos físicos y químicos en los cuales se producen cambios térmicos.

-Aplicar las nociones de termodinámica para el cálculo del calor de fusión del hielo y la verificación de la ley de Hess.

Metodología y materiales

Según guía de trabajo práctico de laboratorio de la unidad 5 de Química General e Inorgánica I, incisos 5.3.2 y 5.3.3

Determinación de la constante del calorímetro

La experiencia se realiza por duplicado y se obtiene una constante promedio. Para ello se coloca una masa conocida de agua a aproximadamente 50°C en un calorímetro y pasados 6 minutos se le agrega otra masa de agua conocida a temperatura ambiente. Utilizando la siguiente fórmula se determina la constante del calorímetro:

m1.Cp.(Tf-T1)+Ck.(Tf-T1)+m2.Cp.(Tf-T2)=0 (1)

Gráfico 1: temperatura en función del tiempo del agua dentro del calorímetro de la experiencia 1

Gráfico 2: temperatura en función del tiempo del agua dentro del calorímetro de la experiencia 2

Ck1 = (59,6 ± 2,1) J.K-1

Ck2 = (52,5 ± 2) J.K-1

Ck promedio = (56,1 ± 4,1) J.K-1

Determinación del calor de fusión del hielo

Utilizando el calorímetro al cual le calculamos su constante, se introduce una cantidad de agua conocida y se espera a que el sistema se equilibre térmicamente. A continuación se introduce una masa de hielo también conocida y se estudia cómo varía la temperatura del sistema en función del tiempo, siguiendo el siguiente ciclo y la ecuación resultante del mismo:

Ti H2O (l) + H2O (s) ∆Htotal=0 H2O (l)

n. ∆Hf

+Ck.∆T

m.cp. ∆T1

Ti H2O (l) + H2O (l)

m.Cp. ∆T2

Diagrama 1: ciclo temodinámico de fusión del agua

Como el termo es un instrumento adiabático, puede decirse que Q=0 y que ∆Htotal=Q, porque se trabaja a presión constante (el termo se encuentra tapado). Por lo tanto ∆Htotal=0.

∆Htotal = 0 = n. ∆Hf + m. cp. ∆T + m2.cp.∆T2 + ck. ∆T (2)

∆Hf= 5,5 Kj

Aplicación de la ley de Hess

Aquí se comparará y analizará la cantidad de calor desarrollada en tres procesos experimentales:

Disolución de NaOH(s) en agua (∆H1)

Ti NaOH(s) + H20(l) Na+(aq) + OH-(aq) Tf ∆T=2,1K

∆Htotal=0

n.∆H1 dis m.Cp.∆T+ Ck. ∆T

Ti Na+(aq) + OH-(aq)

Diagrama 2: ciclo termodinámico de la disolución de NaOH(s) en agua

∆Htotal= 0 = n.∆H1 dis + m.Cp.∆T+ Ck. ∆T (3)

∆Hdis= (-40,2 ± 0,05)Kj

Grafico 3: Temperatura en funcion del tiempo de la solucion1 dentro del calorimetro

Disolución de NaOH(s) en HCl(aq) (∆H2)

Ti NaOH(s) + HCl(aq) H20(l)+ Na+(aq) + Cl-(aq) Tf ∆T=4,1K

∆Htotal=0

n.(∆Hdis+∆Hneu) m.Cp.∆T+ Ck. ∆T

Ti NaCl(aq)

Diagrama 3: ciclo termodinámico de la disolución de NaOH(s) en HCl(aq)

∆Htotal = 0 = n.(∆Hdis+∆Hneu)+ m.Cp.∆T + Ck. ∆T (4)

∆Hdis= (-101,4 ± 0,07)Kj

Grafico 4: Temperatura en funcion del tiempo de la solucion2 dentro del calorimetro

Neutralización de de NaOH(s) con HCl(aq) (∆H3)

Ti Na+(aq) + OH-(aq) + HCl(aq) H20 (l) + Na+(aq) + Cl-(aq) Tf ∆T=2,9K

∆Htotal=0

n.∆H3 neu m.Cp.∆T+ Ck. ∆T

Ti H20 (l) + Na+(aq) + Cl-(aq)

Diagrama 4: ciclo termodinámico de la neutralización de NaOH(s) con HCl(aq)

∆Htotal = 0 = n.∆H3 neu + m. .Cp.∆T+ Ck. ∆T (5)

∆Hneu= (-55,04 ± 0,06)Kj

Grafico 5: Temperatura en funcion del tiempo de la solucion3 dentro del calorimetro

Comprobación de la Ley de Hess:

ΔH2 = ΔH1 + ΔH3

ΔH1 = NaOH (s) + H2O(l) Na+ (aq) + OH- (aq) + Q1

+

ΔH3 = NaOH (s) + H+ (aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+ (aq) + Cl-(aq) + Q2

ΔH2 = Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl-(aq) H2O + Na+ (aq) + Cl-(aq) + Q2

∆H2= ∆H1 + ∆H3

-101,40Kj = -95,24Kj

Discusión y conclusiones

En la primer parte del trabajo se determino la constante del calorímetro que usaríamos en todas las experiencias. Determinar la constante del calorímetro es escencial para idealizar el sistema como adiabático. Para ello se coloco una masa de agua conocida y luego se añadió una segunda masa de aguia a una temperatura menor. Una determinada cantidad de acalor, que es liberado mientras la masa total de agua llega a una temperatuira constante ginal, es absorbida por las paredes del recipiente,. Este calor absorbido que consiste en la constante del calometro es particular a cada termo y depende del material de sus paredes, Se realizo la experiencia por duplicado para asegurarnos que los valores de Ck sean cercanos, es importante la obtención de buenos resultados en la constante (que la tasa de error entre los ck calculados no supere el 10%) ya que la constante será utilizada para todos los cálculos en donde se haya usado experimentalmente el termo. Finalmente se calculo un promedio con los dos valores obtenidos.

Luego se determino el calor de fusión del hielo, utilizando una masa de agua conocida y se le añadió una masa de hielo pesada. Con la ayuda de un termómetro preciso se observo que la temperatura dentro del caloriumetro disminuyo brucamente, se deduce que la masa de hielo se fundió, pasando a la fase liquida y mezclándose con la otra de masa de agua. Luego se produjeron pequeñas variaciones de temperatura hasta que la masa total de agua llega a una tyemperatura final constante registrada. Se determino experimentalmete los valores de ΔT y se planteo un ciclo para luego cálculos el calor de fusión del hielo.

Se realizo esta experiencia por duplicado ya que al realizar la primera, al momento de secar

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