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Trabajo practico de termoquimica

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Agregado: 10 de OCTUBRE de 2002 (Por ) | Palabras: 1111 | Votar! | Sin Votos | 1 comentario - Leerlo | Agregar Comentario
Categoría: Apuntes y Monografías > Química >
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    Termoquímica

     

    Trabajo Práctico

    1.‑ Conceptos básicos:

    Energía, calor y trabajo. Primer principio de la termodinámica.  Convención de signos. Entalpía. Calor de reacción a volumen  constante. Procesos endo y exotérmicos. Calorimetría  adiabática. Unidades de energía.

    2.‑ Descripción del trabajo a realizar:

    Se utilizará como calorímetro sencillo un termo de vidrio, y se  medirán las temperaturas con un termómetro graduado a la décima de  grado.

    Durante todas las experiencias deberá agitarse suave y  continuamente el contenido del calorímetro.

    2.1.‑ Determinación de la constante del calorímetro:

                     Antes de disponer el uso del calorímetro para determinar la  variación de energía térmica de una reacción determinada, éste  deberá ser calibrado para establecer la relación existente entre  la variación de temperatura observada y la cantidad de calor  producida por la reacción.

                     Se denomina constante del calorímetro a la cantidad de calor  absorbida o liberada por el calorímetro para elevar o disminuir  su temperatura en 1° C. Esta energía térmica es la necesaria  para calentar o enfriar el recipiente calorimétrico, el  termómetro y el agitador. Hay que tener en cuenta en la  realización de las experiencias que las medidas deben hacerse  con un volumen de líquido constante, pues si éste varía,  cambiará la constante del calorímetro.

                     para determinar la constante del calorímetro, se mide la  variación de temperatura experimentada por el mismo al  producirse un proceso que intercambie una cantidad de calor  conocida.

                     En este caso se utilizará el calor de dilución del ácido  sulfúrico concentrado (98% m/m, /= 1.84 g/cm3 que ha sido  determinado con exactitud por varios experimentadores.

    2.1.1.‑ Técnica:

                       Coloque en el calorímetro 100 cm3 de agua a temperatura  ambiente medidos con probeta. Tape y agite suavemente, tome la  temperatura cada 30 segundos y grafique tempetura versus  tiempo, como indica la figura. Procure constancia de  temperatura.  determine a partir de estos puntos la recta c.

                       A los 4 o 5 minutos destape levemente el calorímetro y  agregue, con pipeta seca, 2 cm3 de ácido sulfúrico concentrado.

                Anote el tiempo al cual se realiza el agregado y agitando  cuidadosamente para evitar roturas siga midiendo la temperatura  de la solución cada 30 segundos  hasta que la pendiente de la  curva c (ver figura) sea constante.

                       Determine la variación de temperatura trazando una vertical  en el tiempo que corresponde al agregado del ácido y  extrapolando las rectas c y c' a este tiempo.

    Cálculos:

                Por tratarse de un sistema adiabático donde /Qi = 0, toda la  energía térmica producida por la reacción es cedida al  calorímetro (o viceversa).

    Qtotal = Qreacción   + Q calorímetro + Qsolución= 0


    es decir;

               -Qreacción  =  Q calorímetro + Qsolución

                       De esta manera es posible determinar Qreacción si se conoce  Q calorímetro y viceversa. El Qcalorímetro se encuentra  relacionado con el    T medido según:

    Qcalorímetro = K. ΔT = K . (Tf-Ti)

    Donde K es la constante del calorímetro

                       Como se trabaja a presión constante y en ausencia de trabajo  útil, Q= variación de entalpía; por lo tanto, su valor  dependerá solamente de los estados inicial y final del sistema  (función de estado)

                       De esta forma, es posible analizar Qreacción en función de  procesos que lleven el sistema del mismo estado inicial al  mismo estado final por caminos adecuados al propósito del  cálculo. Para el caso de la determinación de la constante del  calorímetro, el ciclo a analizar (nótese que no es el único  posible) es:

                                            Q1

     m1 H2SO4(conc.) + m2 H2O (1) ‑‑‑‑‑‑‑‑‑> (m1 + m2)H2SO4(díl.) (Ti)

    Estado inicial (Ti)                                            

           

                                                                                Q2

              

                                                                   (m1 + m2) H2SO4(díl)(Tf)

                                               ESTADO FINAL (Tf)

       De tal manera:

               -Qreacción  =  Q calorímetro + Qsolución

      

               - Qsolución - Qreacción  =  Q calorímetro

       donde   mtotal= masa de solución = m1 + m2

         C = calor específico de la solución.

     Qcalorímetro= K. ΔT= ‑ ΔHd  ‑ m C  ΔT.

       y por lo tanto:

     

                 de donde se puede despejar K, conocidos ΔHd y los demás  datos.

                       Puesto que las soluciones que se usarán son diluídas, se  puede suponer, con un error menor del 1%, que el calor  específico de esas soluciones es igual al del agua pura  (1cal/g.C).


                       Obtenga el valor de ΔHd a partir de la tabla I, calcule la  concentración de la solución diluída de ácido sulfúrico.

    Tabla I

    Volumen de H2SO4(c) en cm3 a 100 cm3 en agua

    Concentración final de la solución (en moles por litro)

    ΔH (KJoule)

    3

    -3.96

    2,5

    -3.28

    2,3

    -3.00

    2

    -2.62

    1,5

    -1.98

    m

    Indicaciones para el informe

    Tabla de datos:                                            1ra. det.                2da. det.

    Volumen de agua en el calorímetro:

    Volumen de sulfúrico conc. agregado

    ΔH (véase tabla I)

    Resultados:

    Masa de solución resultante:

    ΔT = Tf ‑ Ti(gráfico):

    K:

    Nota: Si la concordancia entre ambas determinaciones se encuentra  dentro del margen del error experimental (consulte con el docente)  tome el promedio entre ellas como valor correcto de K.  De no  ocurrir así, debe realizar más determinaciones hasta obtener al  menos dos valores adecuados.

    2.2.‑ Determinación del calor de fusión del hielo:

    2.2.1.‑ Técnica:

    Enjuague varias veces el termo para enfriarlo.Coloque en el calorímetro 100 cm3 de agua medidos con probeta,  tape éste y agite suavemente, tome la temperatura cada 30  segundos y grafique temperatura  vs. tiempo en forma análoga a  lo realizado en la experiencia anterior. Procure constancia de  temperatura. Destape suavemente y agregue un cubito de hielo;  agitando registre la temperatura cada 30 segundos; ésta debe  llegar a un valor prácticamente constante.


    Realice un gráfico correspondiente y determine ΔT

                Mida el volumen de agua contenida en el calorímetro con una  probeta. La diferencia de volumen con respecto a los 100 cm3  colocados inicialmente permite calcular la masa del cubito de  hielo.

    masa de hielo = variación del volumen de agua. δagua

    Cálculos:

                       Plantee el ciclo correspondiente y resuelva el balance  térmico.

    Indicaciones para el informe:

    Tabla de datos:

    Constante del calorímetro:

    Volumen inicial de agua:

    Volumen final de agua:

    Resultados;

    ΔT= Tf‑Ti(gráfico):

    ΔV = Vf‑Vi:

    Masa de hielo:

    ΔHfusión =(kJ.mol‑1)

    ΔHfusión del hielo (valor de tablas) (kJ.mol‑1):

     
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