Reporte: entalpía

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Catedrática: Dra. Rosa Luz Camacho Mendoza

Nombre de los integrantes:

Soto Pérez Claudia Patricia

Venegas González Sara Inés

Ortiz Pérez Nancy Danaee

Omaña Arias Martin Alejandro

Semestre: 2    Grupo: 1

INDICE

Contenido

INDICE        1

INTRODUCCIÓN        1

OBJETIVO GENERAL        2

OBJETIVOS ESPECÍFICOS        2

MATERIALES        3

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA        4

RESULTADOS        5

DISCUSIONES        6

FIRMA DENTRO DE LA PRÁCTICA        6

CUESTIONARIO        7

BIBLIOGRAFÍA        9

INTRODUCCIÓN

La entalpia de mezcla puede ser evaluada a través de la definición de las propiedades parciales molares de los componentes de la solución. Si la solución no es ideal, al mezclar los componentes se producirá un calor de mezclado que ocasiona una variación en el valor de la entalpía de la mezcla. Esta es la entalpia en exceso de la mezcla no ideal. Una solución ideal no produce calor de mezclado, de tal forma que su entalpia en exceso por mezclado es igual a cero. Por otra parte, esto mismos criterios aplican para las demás propiedades de una solución no ideal, incluyendo la energía de Gibbs.

Para evaluar la entalpia de una mezcla etanol-agua se requiere determinar el estado físicotécnico en que se presenta, esto es, liquido subenfriado, liquido saturado, mezcla húmeda, vapor saturado y vapor sobrecalentado, dado que la dependencia de la entalpia con la temperatura y la presión no es igual para todas las fases.

OBJETIVO GENERAL

• Determinar el calor integral de mezcla para el sistema metanol – agua a presión constante en un vaso de Dewar.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

• Identificar que la capacidad calorífica de las sustancias individuales se modificara al ser combinada con otras.
• Estudiar y analizar el calor de una reacción especifica.

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DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

Determinar la capacidad calorífica del vaso Dewar (termo), puede usarse el dato de la práctica 6.

Colocar dentro del vaso Dewar un peso conocido de agua destilada (unos 100 g) y se medí con precisión su temperatura T1.

Se añadió suficiente metanol  a una temperatura conocida T2 para conseguir una disolución que contenga aproximadamente 10% moles.

Tomando nota de la elevación de la temperatura (T3-T1) puesto  que el calorímetro y el agua han sido calentados desde T1 a T3, mientras que el metanol fue desde T2 a T3, el calor de mezcla producido (∆H1) será, por tanto:

-∆H1= (Ccal+ Cagua) (T3 – T2) + CMeoh (T3 – T2)

A continuación adicionar otras cantidades de metanol a la disolución, que alcance sucesivamente mezclas de 20, 30 y 40 % en moles ya las que corresponderán calores de mezcla (∆H2, ∆H3, ∆H4) que se determinaran con la ecuación anterior, donde ahora T1 es la temperatura de la disolución en el frasco Dewar.

RESULTADOS

Datos:

T1 (agua)= 24.4 °C

T2 (metanol)= 24.8 °C

T3.1 (a 10 ml de metanol) = 27.1 °C

T3.2 (a 20 ml de metanol) = 28.7 °C

T3.3 (a 30 ml de metanol) = 30.8 °C

T3.4 (a 40 ml de metanol) = 31.7 °C

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