Calor Latente De Fusión

TEMA: Calor De Disolución

OBJETIVO: Determinar el calor de disolución de un sólido en medio acuoso.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia.

La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de sustancia.

El calor específico es una propiedad intensiva, en tanto la capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre la capacidad calorífica y el calor específico de una sustancia es: C = ms

Donde m es la masa de la sustancia en gramos.

CALOR DE DISOLUCIÓN

Cuando la disolución se produce a presión constante, a esa energía absorbida o liberada, se la denomina calor de disolución o entalpía de disolución que puede considerarse como la suma de dos energías: La energía requerida para romper determinados enlaces (soluto-soluto y disolvente-disolvente) y la energía liberada para la formación de enlaces nuevos (soluto- disolvente) es decir el calor liberado o absorbido refleja la energía necesaria para romper las fuerzas de cohesión del sólido y la energía generada por la interacción de las moléculas de soluto con las moléculas de solvente.

Si se disuelve en su totalidad un soluto en un solvente y se produce en descenso de temperatura, se consume el calor de disolución denominándose totalidad térmica negativa. Si, por el contrario al disolver la sustancia le acompañan procesos que causan elevación de temperatura, el calor de reacción se denomina totalidad térmica positiva.

Cuando durante el proceso, el sistema absorbe energía (calor) se dice que es endotérmico y viene caracterizado por un valor de ΔHdisolución positivo. Cuando la energía se libera, el proceso es exotérmico y el signo de ΔHdisolución es negativo.

El calor de disolución es propiamente negativo. Si al disolver una sustancia se produce una totalidad térmica positiva esto se debe a que el proceso de disolución está acompañado de fenómenos físicos o químicos.

El calor de disolución se lo puede representar de dos formas:

El calor integral de la disolución el cual describe el cambio de entalpia cuando se disuelve un mol de soluto para dar una concentración específica de disolución.

El calor de solución diferencial que brinda un valor de cambio de entalpia cuando la cantidad de soluto es despreciable.

Entalpia de disolución de un sólido iónico en agua

Este valor puede ser negativo o positivo dependiendo de las magnitudes relativas de tres energías, la energía necesaria para separar los iones, la energía necesaria para separar las moléculas del disolvente y la energía de hidratación de los iones.

Para que se disuelva un sólido iónico es necesario que se destruya su red cristalina y que se separen sus iones negativos y positivos para esto se requiere de energía. La fuente más probable de energía es la formación de un tipo de enlace. Las moléculas polares son las mejores para disolver los compuestos iónicos esto se debe a que el extremo negativo de una molécula de un disolvente polar es atraído por el ion positivo y el extremo positivo de la molécula es atraído por el ion negativo, con lo que se establecen enlaces ion-disolvente produciendo liberación de energía provocando que los iones de la red cristalina queden libres.

SUSTENTO DEL MÉTODO

La calorimetría nos permite cuantificar el calor como una forma de la energía absorbida o desprendida que está presente en un proceso termodinámico. Para determinar esta energía es posible bajo dos condiciones termodinámicas; ya sea a presión constante, o a volumen constante. Para determinar experimentalmente la energía absorbida o desprendida de una reacción se utiliza el método del calorímetro para lo cual se plantea una ecuación del balance general de calor en el sistema, es decir:

-Q perdido=Q ganado

Donde la disolución es la parte del sistema que cede calor, mientras que el sistema calorímetro, agua y el soluto absorben calor, si el proceso se realiza a P constante entonces se tiene que:

〖-Q〗_disolución=m_disolución C_disolución (Ta-Te)+E(Ta-Te)

Si se observa en el intervalo de temperaturas al colocar la temperatura inicial es decir la del agua fría en el calorímetro menos la de equilibrio se obtiene un valor negativo, si se multiplica la ecuación por -1 se obtiene el calor de disolución es positivo, de igual manera se puede plantear de la siguiente forma:

Q_disolución=m_disolución C_disolución (Te-Ta)+E(Te-Ta)

Donde el valor de E es la constante del calorímetro, que es la cantidad de calor que absorbe el calorímetro por grado de temperatura.

PARTE EXPERIMENTAL

Reactivos y sustancias

H2O destilada

KNO3 (s)

Materiales y equipo

Vasos de precipitación

Calorímetro

Balanza granataria (A= ± 0.1g)

Termómetro (A = ± 0,2 oC)

Balanza analítica (A = ± 0.0001 g)

Cocineta

Guante de calor

Termómetro de Hg ( A = ± 0,01 oC)

Procedimiento

Pesar 50g de agua destilada colocar en el vaso del calorímetro, tapar y leer la temperatura.

Pesar alrededor de 0,01 moles de KCl finamente pulverizado

Inmediatamente a través de un embudo transvasar el compuesto en el calorímetro

Agitar

Medir la temperatura de equilibrio

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