Trabajo practico de termoquimica

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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/cm³que ha sido determinado con exactitud por varios experimentadores.

2.1.1.‑ Técnica:

Coloque en el calorímetro 100 cm³de 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 cm³de 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 /Q_i= 0, toda la energía térmica producida por la reacción es cedida al calorímetro (o viceversa).

Q_total= Q_reacción+ Q _calorímetro+ Q_solución= 0

es decir;

-Q_reacción= Q _calorímetro+ Q_solución

De esta manera es posible determinar Q_reacciónsi se conoce Q _calorímetroy viceversa. El Q_calorímetrose encuentra relacionado con el T medido según:

Q_calorímetro = 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 Q_reacciónen 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

m₁H₂SO_4(conc.)+ m₂H₂O (1) ‑‑‑‑‑‑‑‑‑> (m₁+ m₂)H₂SO_{4(díl.) (Ti)}

Estado inicial (Ti)

Q₂

(m₁+ m₂) H₂SO_4(díl)(Tf)

ESTADO FINAL (T_f)

De tal manera:

-Q_reacción= Q _calorímetro+ Q_solución

- Q_solución - Q_reacción= Q _calorímetro

donde m_total= masa de solución = m₁+ m₂

C = calor específico de la solución.

�Q_calorímetro= K. ΔT= ‑ ΔH_d�‑ m C ΔT.

y por lo tanto:

de donde se puede despejar K, conocidos ΔH_dy 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 ΔH_da partir de la tabla I, calcule la concentración de la solución diluída de ácido sulfúrico.

Tabla I

Volumen de H₂SO_4(c) en cm³ a 100 cm³ en agua

Concentración final de la solución (en moles por litro)

ΔH (KJoule)

-3.96

2,5

-3.28

2,3

-3.00

-2.62

1,5

-1.98

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):

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 cm³de 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. δ_agua

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= T_f‑T_i(gráfico):

ΔV = V_f‑V_i:

Masa de hielo:

ΔH_fusión=(kJ.mol^‑1)

ΔH_fusióndel hielo (valor de tablas) (kJ.mol^‑1):

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