TP de calorimetría

TP5

OBJETIVOS:

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

- Determinar la constante de un calorímetro (CK).

- Determinar el calor de reacción de un proceso y utilizar la Ley de Hess para comparar con valores de bibliografía.

1. Determinación de la constante del calorímetro:

CAPACIDAD CALORIFECA (CK): se la denomina como la cantidad de calor absorbida o liberada por las distintas partes del mismo (paredes internas, termómetro, tapa) cuando se aumenta o se disminuye, respectivamente, su temperatura en 1 °C.

Para realizar la determinación se utilizaron los siguientes elementos: un termo como recipiente adiabático, un termómetro graduado cada 1°c, un termómetro de mercurio graduado con precisión mejor que 0,1°c, agitador magnético y buzo magnético, vasos de precipitados, la balanza de precisión, mechero de Bunsen y agua destilada.

El proceso que experimenta el sistema en todo el experimento es adiabático: durante el mismo, el sistema no intercambia calor con el medio. Por lo tanto:

Δ Htot=Qp=0

se utilizó como calorímetro un termo para realizar el proceso adiabático para simular lo mejor posible estas condiciones. Presentando una capacidad calorífica especifica que describe cuanto calor libera de su interior por cada °C que baja la temperatura.

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Figura 1. Ciclo termodinámico para la determinación de ck.

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Δ H1 + Δ H2 + Δ H3 + Δ Hi = 0      proceso adiabático:      Δ Hi = Qp = 0        [pic 20]

Desarrollo experimental 1:

Se pesa con precisión una masa conocida de agua (m1) en un vaso de precipitados (100 ml). Se calienta con un mechero bunsen hasta una temperatura de 54°C

Se mide la temperatura inicial de esta masa de agua (T1) con un termómetro de alta precisión (1°C).

Se transfiere el agua al calorímetro (con el buzo magnético dentro) y coloca la tapa en el calorímetro para asegurar que no haya pérdida de calor hacia el entorno.). Posteriormente se enciende el agitador y se toma la temperatura cada 30 segundos con el fin de obtener los valores necesarios para realizar un gráfico de la temperatura en función del tiempo

Se registra la temperatura final del sistema (Tf) una vez que la temperatura se ha estabilizado en el calorímetro.

Sacando la diferencia entre las masas del termo vacío (tapa y buzo magnético) y la masa del termo con agua caliente, se obtiene el valor M1 (masa 1)

Determinación de la temperatura de la segunda masa de agua

Se pesa con precisión una segunda masa conocida de agua a temperatura ambiente en otro vaso de precipitados. Midiendo la temperatura inicial de esta segunda masa de agua (T2) con el termómetro. Luego se toma la masa del vaso (ya vacío) con gotas de agua

Sacando la diferencia entre las dos masas se obtiene el valor M2 (segunda masa)

Combinación de las masas de agua:

Se transfirió la segunda masa de agua al calorímetro que ya contiene la primera masa de agua. Posteriormente se tomó el peso de ese recipiente ya vacío.

Registro de la temperatura final:

Se registra la temperatura final del sistema (Tf) una vez que la temperatura se ha estabilizado en el calorímetro.

Se obtiene la constante del calorímetro (Ck) con la ecuación

m1⋅Cp⋅(Tf−T1) +Ck⋅(Tf−T1) +m2⋅Cp⋅(Tf−T2) = 0

Dónde: Cp. es el calor específico del agua (4,184 J/g·K).

Ck representa la cantidad de calor absorbida o liberada por el calorímetro y sus accesorios cuando se aumenta o disminuye la temperatura en 1°C. Esta constante es importante para futuros experimentos en el calorímetro, ya que permite corregir las mediciones de calor.

Se realizó el experimento dos veces con el objetivo de obtener dos valores CK y sacar la media.

Resultados:

                                                  Tabla 1. valores experimentales obtenidos para la determinación de la constante del calorímetro (Ck)

1. Uso de la ley de Hess

En este experimento se midió la cantidad de calor desarrollada en un proceso: Calor de disolución y calor de reacción (en este caso, una neutralización)

NaOH(s) + H+ (aq) + Cl− (aq) 𝑄2 → H2O + Na+ (aq) + Cl− (aq)

Q2: calor liberado en la disolución más la neutralización

Estado inicial: NaOH sólido + 200 ml solución de HCl 0,25 M

Estado final: 200 ml solución de NaCl 0,25 M

Bajo esta suposición, si se plantea el ciclo termodinámico correspondiente, se verifica:

ΔH 1 = ΔHdisol. NaOH + ΔHneut NaOH

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