Como se da el Objetivo general. Comprender para qué sirve un calorímetro a presión constante.

CALORÍMETRO A PRESIÓN CONSTANTE

FECHA: 11-11-2016

PRESIÓN: 1 atm

TEMPERATURA: 29 ºC

OBJETIVOS

Objetivo general. Comprender para qué sirve un calorímetro a presión constante.

Objetivos específicos. Calcular el calor de neutralización de la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio.

Calcular el calor de reacción al mezclar cinc en polvo con solución de sulfato de cobre (II).

Obtener el calor de disolución del cloruro de amonio.

INTRODUCCIÓN

Un calorímetro a presión constante es un dispositivo adiabático que se puede construir con dos vasos descartables, o con un termo, como lo muestra la figura 1 [1].

El calorímetro a presión constante mide los cambios de calor de una gran cantidad de reacciones diferentes a la de combustión en las que los cambios de volumen son despreciables como por ejemplo reacciones de neutralización ácido-base, calores de disolución, calores de dilución, calores de precipitación, etc.  

Debido a que se trabaja a presión constante, el cambio de calor para el proceso es igual al cambio de entalpía (ΔH).  Entonces, cuando una reacción se efectúa en un recipiente a presión constante, el calor transferido es igual al cambio de entalpía [2].

Para determinar el calor de reacción en un calorímetro a presión constante se deben tener las siguientes consideraciones:   

• El sistema lo constituye la reacción química.

• El entorno estará constituido por la solución acuosa ( que contiene a los reactantes) y el calorímetro mismo.

Si la reacción es exotérmica:

• El calor liberado por la reacción será absorbido por el entorno.

• La temperatura final será mayor que la temperatura inicial.

Si la reacción es endotérmica:

• el calor absorbido por la reacción, será cedido por el entorno.

• La temperatura final será menor que la temperatura inicial [1].

Calor de neutralización

Una reacción de neutralización, es aquella que se da entre un ácido y una base, esta reacción produce una sal y H2O.

El calor de neutralización se define como el calor liberado por cada mol de agua formada como producto de la reacción.

Por lo tanto será necesario:

• Conocer la estequiometría de la reacción de neutralización.

• Determinar el reactivo limitante de la reacción.

• Determinemos el numero de moles de agua que se formarán en la reacción de neutralización [1].

ANÁLISIS DE LA PRÁCTICA

En la práctica se estudiaron tres reacciones en un calorímetro a presión constante, en el que se determinó el calor de neutralización, calor de reacción y calor de disolución respectivamente.

El calorímetro usado consistió en un vaso de espuma de poliestireno, con tapa, al cual se le abrió un agujero que para regular la presión del calorímetro con la presión atmosférica (1 atm) e introducir el termómetro para medir las variaciones de temperatura, el cual también se empleo como agitador.

La capacidad del calorímetro fue hallada en la experiencia pasada, pero debida a que esta dio un valor negativo (-144,44 cal/ºC), indicando un error el procedimiento se decidió usar el valor teórico del calor específico para la espuma de poliestireno, el cual multiplicado por la masa del calorímetro da como resultado la capacidad calorífica del mismo, a fin de obtener datos erróneos para los calores hallados (ver tabla 1).

Inicialmente se determinó el calor de neutralización para la reacción entre una solución de Ácido Clorhídrico (HCL) 1 M y una solución de Hidróxido de Sodio (NaOH) 1 M, ambas soluciones se encontraban a temperatura ambiente, observando que hubo desprendimiento de calor ya que la temperatura en el interior del calorímetro aumentó hasta mantenerse constante en 36 ºC, lo que indica que la reacción ocurrida es exotérmica, liberando 85,7 kJ de calor por cada mol de agua formada (calor de neutralización).

El calor de neutralización fue calculado teniendo en cuenta la capacidad calorífica del calorímetro, el calor de reacción (calor de la solución + calor del calorímetro), y las moles de agua formadas, tal como se muestra en la tabla 1.

Posteriormente, se determinó el calor de reacción entre una solución de Sulfato Cúprico 1 M (CuSO4), observando que ésta es de color azul, color característico del CuSO4 y cinc en polvo, y no en granalla a fin de que la reacción fuera más rápida ya que si los reactivos sólidos se encuentran pulverizados favorece que la velocidad de la reacción sea mayor porque el tamaño de sus moléculas es menor (ver imagen 1).

En esta reacción se observó que durante el tiempo de medición de la temperatura, ésta no se estabilizó por lo que se tomó como temperatura de equilibrio, el promedio de los valores que se encontraban más cercanos entre sí el cual fue de 35 ºC (ver tabla 2).

El calor de reacción obtenido para esta reacción corresponde a la sumatoria del calor de las soluciones, tomado como la suma de los calores de los reactivos más el calor absorbido por el calorímetro, obteniendo que la reacción liberó 1653,29 kJ de calor, lo que comprueba que la reacción es exotérmica, como se evidenció con el aumento de temperatura (ver tabla 2).

Al destapar el calorímetro se observo que el color de la solución de CuSO4 se había hecho más claro y que ésta contenía partículas de color marrón, lo que demuestra la formación de cobre debido a la oxidación del cinc en Sulfato de Cinc (ZnSO4).

Finalmente, se determinó el calor de disolución del Cloruro de Amonio (NH4Cl) sólido, el cual es de color blanco en agua, encontrando que es 1170,096 J, lo que indica que al disolverlo en agua, se absorbe calor, lo que se evidenció con un descenso en la temperatura, hasta alcanzar la temperatura de equilibrio que fue de 21 ºC (ver imagen 2).

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