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Introducción

El calor es la variación de la energía interna de una reacción, ya sea por medio de una absorción o liberación.

La energía interna de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes componentes. La energía interna de un sistema puede cambiar debido a la energía que se transfiere entre el sistema y el entorno. De acuerdo con la primera ley de la termodinámica la variación de la energía interna de un sistema ΔE, es la suma del calor q, transferido hacia o desde el sistema y el trabajo w.

ΔE = q + w

La mayoría de las reacciones se llevan a cabo bajo condiciones de presión constante. En este caso la ecuación seria

ΔE = qp – PΔV

Tanto q como w tienen un signo que indica la dirección en la que se transfiere la energía. En un proceso endotérmico el sistema absorbe calor del entorno y en un proceso exotérmico el sistema libera calor hacia el entorno.

La cantidad de calor que se transfiere entre el sistema y su entorno se mide experimentalmente mediante calorimetría. Un calorímetro mide el cambio de temperatura que acompaña al proceso. El cambio de temperatura de un calorímetro depende de su capacidad calorífica, la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura en 1°C. La cantidad de calor que absorbe una sustancia es el producto de su calor específico, su masa y su cambio de temperatura.

q = Ce x m x ΔT

Materiales:

 Muestras utilizadas en el laboratorio:  Nitrato de potasio (KNO3)  Hidróxido de sodio (NaOH)  Materiales usados en el laboratorio:  Espátula  Termómetro  Matraces Erlenmeyer  Vidrio reloj  Probeta de 25ml  Balanza digital  Plato caliente  Vaso químico

Procedimiento:

toma la temperatura cada 30s hasta obtener 3 medidas iguales.

se pesa 2g de NaOH, viertalo en el agua y agite hasta la disolucion total.

mide la temperatura del agua cada 30s hasta que den 3 medidas iguales

mide 50ml de agua y viertalo en el erlenmeyer

pesar el erlenmeyer limpio y seco

Calor de disolucion del NaOH

toma la T cada 30s hasta obtener 3 medidas iguales.

se pesa 2g de KNO3, viertalo en el agua y agite hasta la disolucion total.

mide la T del agua cada 30s hasta que den 3 medidas iguales

mide 50ml de agua y viertalo en el erlenmeyer

pesar el erlenmeyer limpio y seco

Calor de disolucion del KNO3

toma la T cada 30s hasta obtener 3 medidas iguales.

pesar el calorimetro con la mezcla.

medir la temperatura de la mezcal cada 30s hasta obtener 3 medidas iguales.

añadir 25ml de agua 10°C mas caliente que el agua fria y se mezcla.

medir la T del agua cada 30s hasta obtener 3 medidad iguales.

colocar 25 ml de agua y pese nuevamente.

pesar el calorimetro vacio.

calculo de constante del calorimetro

Resultados y discusión:

 Resultados del las disoluciones en un sistema abierto:

Disolución NaOH KNO3 Peso del Erlenmeyer 137,07 g 123,90g Peso de Erlenmeyer + disolución 188,26g 174,99g Peso de la muestra (reactivo) 2,8344g 2,2336g Moles de la muestra 0,07086 mol 0,0221 mol Peso de la disolución 51,19g 51,09g Temperatura ambiente 26,6 °C 26,6 °C Temperatura de agua de grifo 27, 48°C 27,48°C Temperatura de disolución 33,4 °C 24,6 °C Calor especifico de vidrio 0,8372 J /g°C 0,8372 J/g°C Calor especifico de la muestra 3,934 J /g°C 0,879 J/g°C Calor de reacción (J/mol) 18 49,51 J/mol -1 588,54 J/mol

Masa de la disolución de NaOH: 188, 26 g -137,07 g 51,19 g

2,8344 g NaOH 1 mol NaOH = 0,07086 mol

Masa de la disolución de KNO3: 174,99 g -123,90 g 51,09 g

2,2336 g 1 mol KNO3 = 0,0221 mol KNO3 40,00gNaOH 101,11 g KNO3

NaOH(ac) + H2O(l)  Na+ + OH-

Calor de reacción del NaOH: Q = [mvidrio x C.Evidrio x (T2 – T1) ] + [mdisoln. NaOH x C.Edisoln. NaOH x (T2 – T1)] Q = [(137,07 g)( 0,8372 J/g°C)(27,48°C- 26,6°C)] + [(51,19g)(3,934J/g°C)(33,4 °C – 27,48°C )] Q = 100,98 J + 1 192,17 J Q = 1293,16 J Q= 1293,16 J/ 0,07086 mol = 18 249, 51 J/mol

KNO3(ac) + H2O(l)  K+ + NO3-

Calor de reacción del KNO3: Q = [mvidrio x C.Evidrio x (T2 – T1) ] + [mdisoln. NaOH x C.Edisoln. NaOH x (T2 – T1)] Q = [(127,90 g)( 0,8372 J/g°C)(27,48°C- 26,6°C)] + [(51,09g)(0,879J/g°C)(24,6 °C – 27,48°C )] Q = 94,23 J - 129,33J Q = - 35,10 J Q = - 35,10 J/0,0221 J= - 1 588, 54 J/mol

 Análisis de resultados: Después de realizar el experimento con el sistema abierto, pudimos comprobar que la reacción de NaOH es una reacción exotérmica en donde hay un desprendimiento de calor, el cual se traduce en que la energía de los productos tiene menor energía que los reactantes.

Mientras que la reacción de KNO3 la temperatura del sistema baja puesto que la ruptura de estos enlaces absorben calor de la misma sustancia

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