Determinación de entapias de reaccion

Objetivo
Determinar el cambio de entalpía (calor a presión constante) de la reacción:
AgNO3 (aq) + NaI (aq) → AgI (s) + NaNO3 (aq)

Descripción de la práctica
1- Determinación de la constante del calorímetro: Se utilizara como calorímetro un termo de 500 cm3. Se pesa el termo y este debe estar bien limpio y seco. Con una probeta se mide 90 ml de agua y se pesa para calcular la masa de agua. Se introduce el termómetro y cuando ya la temperatura es constante conocemos la temperatura (T1). Luego medimos 75 ml de agua caliente (50-60°c) y tomamos su temperatura. Se agrega inmediatamente al termo y se introduce el termómetro (también usado como agitador constantemente) y cada 30 segundos tomamos la temperatura, durante 5-10 minutos. Por ultimo pesamos el termo nuevamente para conocer la masa de agua caliente agregada.
Se realiza grafico en de temperatura en función del tiempo.

Ecuación para medir la constante del calorímetro (Ck)
0 = Ck (Tf – Ti) + m1 Cp (Tf – Ti) + m2 Cp (Tf – T2)

2- Determinación del calor de reacción: Se enjuaga y seca bien el termo y el termómetro y se coloca 75 ml de una solución de AgNO3 0,3 M, previamente medidos con pipeta aforada. Tomamos la temperatura con el termómetro y se anota la temperatura inicial. Luego con una probeta medimos 90 ml de solución de NaI 0,3 M y se coloca dentro del termo. Utilizamos el termómetro que rápidamente es introducido al termo y comenzamos la agitación, durante 15 minutos indicando la temperatura cada 30 segundos, para así obtener la temperatura final. Por ultimo pesamos el termo para conocer la masa total de solución. Y obtenemos el calor de reacción.

Ecuación para obtener el calor de reacción (mediante la condición de adiabaticidad):
0 = Ck (Tf – Ti) + m Cp (Tf – Ti) + n AgI  ∆rH

Ag+ (aq)  +  I- (aq) →  AgI (s)

0,3 M              0,3 M           X
75 ml              90 ml       165 ml

V1 * C1 + V2 * C2 = V3 * C3

75 ml * 0,3 M + 90 ml * 0,3 M = 165 ml * C3
C3 = 49,5 ml M / 165 ml
C3 = 0,3 M

1 litros         --------- 0,3 moles
0.165 lts   --------------        X = 0.0495 moles

Datos experimentales obtenidos
1- Determinación de la constante del calorímetro.
Datos extraídos de la práctica:
T1 = 19°C         T2 = 55°C        Tf = 31°C        
m1= 38.27 g        m2 = 125,21 g        
Cp = 1 cal °c-1 g-1

0= Ck (31°C – 19°C) + 38,27 g * 1 cal °C-1 g-1 * (31°C – 19°C) + 125.21 g * 1 cal °C-1 g-1 * (31°C – 55°C)

Ck = 212,15 cal °C-1

2- Determinación del calor de reacción.
Datos extraídos de la práctica:
T1 = 21°C        Tf = 23°C
m = 161,3 g
Cp =  1 cal °C-1 g-1
n AgI = 0,05 moles

0 = 212,15 cal °C-1 * (23°C – 21°C) + 161,5 g * 1 cal °C-1 g-1 * (23°C – 21°C) + 0,0495 moles * ∆rH

∆rH = - 15,09 kcal mol-1

Observaciones
El termo siempre antes de empezar debe estar perfectamente limpio y seco, para no alterar la temperatura o la masa total que obtendremos al final.

Conclusión
Durante la práctica vimos como el calorímetro nos permite así calcular el calor que se libera o absorbe en una reacción química. Al calcular la constante del calorímetro podemos conocer cuál es la cantidad de calor que debemos darle al calorímetro para que aumente su temperatura 1°C (se necesitan 212,15 cal °C-1 para aumentar 1°C)
Al hacer el grafico, visiblemente podremos ver cuál es la temperatura final que toman las soluciones, en el caso de la primera parte 31°C  , y en la segunda parte 23°C.
Al conocer la variación de entalpia nos arroja un resultado de -15,09 kcal mol-1, muy distinto a lo correspondiente a los datos teóricos que debería ser -26,284 kcal mol-1. Esto puede o no ser exactamente igual a los datos teóricos, ya que siempre pueden existir errores que varíen las determinaciones, como no agitar constantemente, no tener bien limpio y seco el termo y que esto provoque que las temperaturas hayan cambiado.

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