Practica Calorimetro Volumen Constante

Universidad Autónoma de Querétaro

Facultad de Química

Laboratorio de termodinámica

Practica No. 13

“CALORÍMETRO A VOLUMEN CONSTANTE”

Profesor: QFB Mora Loyola Ernesto

Fecha de realización: 9 de mayo de 2014 Fecha de entrega: 12 de mayo de 2014

Objetivos

Construir un a calorímetro a volumen constante y una vez realizada la práctica, será determinar cuantitativamente el valor de la capacidad calorífica del calorímetro y mediante reacciones de combustión poder obtener la capacidad calorífica de acetona.

Conocimientos previos

La calorimetría, la medición de los cambios de calor, depende de la comprensión de los conceptos de calor específico y capacidad calorífica.

Un calorímetro es un dispositivo que mide la cantidad de calor que se produce en una reacción. Es un sistema adiabático y por lo tanto no permite la transferencia de energía con el medio ambiente; en tal sentido el calor liberado dentro del calorímetro debe ser totalmente absorbido por él.

El balance del flujo de calor puede escribirse:

q_Total=0

q_Total=q_(absorbido )+q_liberado

q_(reaccion )+q_(calorimetro )=0

La reacción de combustión se basa en la reacción química exotérmica de una sustancia o mezcla de sustancias llamada combustible con el oxígeno. La reacción de combustión puede llevarse a cabo directamente con el oxígeno o bien con una mezcla de sustancias que contengan oxígeno, llamada comburente, siendo el aire atmosférico el comburente más habitual. (Adamson, A.1979)

El calor de combustión es el calor generado al transformarse el combustible vaporiza los componentes originados y hace saltar sus electrones a niveles más altos. Al desexcitarse emiten luz y calor.

Entre los productos más comunes de la combustión se encuentran :CO2,H2O como vapor de agua,N2, O2, CO,H2, Carbono en forma de hollín y SO2.

Debido a que ni el N2 ni los gases inertes del aire reaccionan durante la combustión, se los suele agrupar, y se considera que el aire está formado por 21% de O2 y 79% de N2. Es decir, que 1 kmol de aire contiene 0.21 kmol de O2 y 0.79 kmol de N2. En consecuencia, para obtener 1 kmol de O2 se necesitan 4.762 kmol de aire.

Los tipos de combustión

Completa: Se produce cuando el total del combustible reacciona con el oxígeno. En el caso de una combustión completa, los productos de esta combustión son solamente CO2, H2O, O2 y N2. Es decir no quedan residuos de combustible sin quemar.

Incompleta: Se produce cuando parte del combustible no reacciona completamente. En este caso los productos de la combustión incluyen también hidrocarburos no quemados, como C, H y CO.

Combustión estequiometria o teórica : Es la combustión que se lleva a cabo con la cantidad mínima de aire para que no existan sustancias combustibles en los gases de reacción. En este tipo de combustión no hay presencia de oxígeno en los humos, debido a que este se ha empleado íntegramente en la reacción.(Moore, J. 1986)

El poder calorífico de un combustible es la cantidad de energía desprendida en la reacción de combustión, referida a la unidad empleada de combustible ( Kg , Kmol ,m3 ).Para que una reacción de combustión se produzca, la mezcla de combustible y comburente debe alcanzar una temperatura mínima necesaria, que recibe el nombre de punto de inflamación. El punto de inflamación depende del comburente, por lo que su valor no es el mismo si se utiliza oxígeno o aire. Una vez iniciada la reacción, el calor mantendrá la temperatura por encima de la inflamación y la reacción continuara hasta agotarse el combustible. (Maron&Lando. 1978)

Para medir el calor de combustión se coloca una masa conocida de una muestra en un recipiente de acero, denominado bomba calorimétrica a volumen constante, que se llena con oxígeno, a más o menos 30 atm de presión. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua en un recipiente aislado. El agua para la medición está rodeada de una camisa con agua que hace a la bomba adiabática. La muestra se enciende eléctricamente y el calor producido por la reacción de combustión se puede calcular con exactitud al registrar el aumento de temperatura en el agua. El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y por la bomba calorimétrica. Se puede considerar al conjunto formado por la bomba calorimétrica y el agua en la que se sumerge como un sistema aislado. Debido a que no entra ni sale calor del sistema durante el proceso, se puede escribir:

q_sistema=q_agua+q_(bomba+) q_reaccion=0

Donde q_agua+q_(bomba+) q_reaccion son los cambios de calor del agua, de la bomba y de la reacción,

respectivamente. Así:

q_reaccion=〖-(q〗_agua+q_bomba)

El signo negativo de esta ecuación indica que el calor se libera, de tal forma que para fines de cálculo, se puede omitir, quedando de la siguiente forma:

q_reaccion=q_agua+q_bomba

La cantidad q_agua se obtiene por:

q_agua=ms∆t

q_agua= (m agua)( 4.184J/grado ) ∆t

El producto de la masa de la bomba por su calor específico es la capacidad calorífica de la bomba (Calorímetro), que permanece constante para todos los experimentos efectuados en dicha bomba calorimétrica:

C_calorimetro=m_bomba*s_bomba

De aquí

q_bomba=〖C 〗_calorimetro*∆t

La C_calorimetrose determina normalmente quemando una muestra que produce una cantidad de calor conocido. En la bomba calorimétrica del laboratorio se determinó utilizando ácido benzoíco, ya que se sabe que 1 gr. de éste ácido en una bomba calorimétrica produce 6,30482 kcal de calor.

Puesto que las reacciones en esta bomba calorimétrica ocurren a volumen constante en lugar de presión constante, el calor transferido corresponde al cambio de energía, ∆E, más que al cambio de entalpía,

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