Introducción A La Termodinamica

PRACTICA Nº 1

ABSORCION DE CALOR Y ENERGÍA QUÍMICA

FINALIDAD:

Determinar las propiedades de absorción de energía de los sólidos.

Estudio Cuantitativo del cambió químico y la energía química.

Aparatos Y materiales: Vasos de 250 ml. (3). Probeta de 100 ml. (1). Pipeta graduada de 5 ó 10 ml. (1). Trípode y rejilla con asbesto (1). Mechero (1). Balanza. Pinza para vaso (1). Bagueta(1). Perdigones de Cu, Zn, Fe, Pb,

etc. Ácido sulfúrico 18 M, Y 0.25 M. Hidróxido de so dio 0.50 M. Ácido acético concentrado y 0.25 M. Agua destilada.

PRINCIPIOS BÁSICOS

Calor específico. Cantidad de calor requerida para elevar la temperatura de un gramo de sustancia en un grado centígrado (cal/gr.-ºC).

Capacidad calorífica. Cantidad de calor requerida para incrementar la temperatura de una sustancia en un grado centígrado (cal./ºC). Desde que el calor específico del agua es conocido(1 cal/gr-grado), la cantidad

de calor absorbido por el agua en el, calorímetro es fácilmente calculada. Sin embargo, algo de calor es absorbido también por el calorímetro, por consiguiente la capacidad calorífica de éste debe ser determinada experimentalmente. Este valor es usualmente expresado como un "equivalente en agua", que es el peso de agua igual al peso: del calorímetro en términos de capacidad calorífica.

Calor de solución. Cuando un soluto se disuelve en un solvente hay energía absorbida o desprendida; la cantidad efectiva (neta) por mol de soluto depende sobre todo de la concentración de la solución. El calor de solución

por mol deun soluto dado es prácticamente constante cuando la solución es muy diluida.

El calor efectivo observado cuando una solución es preparada, es el resultado neto de la energía requerida para romper los enlaces químicos ó atracciones (soluto-soluto y solvente-solvente), y la energía liberada por la formación de otros nuevos (soluto-solvente). Así si un sólido iónico (MX) es disuelto en agua, el calor de solución es una manifestación deIa energía requerida, para romper la red cristalina (la energía reticular, H, positivo):

MX(s) M+(g)+X-(g)

y la energía liberada cuando los iones son hidratados (el calor de hidratación; H , negativo):

M+(g)+X-(g) M+(aq)+ X-(aq)

Calor de reacción. La cantidad de calor desprendida o absorbida durante una reacción química variará según la temperatura a que sea realizada, pero a 2980K (la "temperatura ambiente" para los datos termodinámicos),

cada mol de sustancia produce un número de Kcal (1 Kilocaloría = 1000 calorías, 1 caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gr. de agua de 14.5ºC a 15.5ºC). El calor desprendido o absorbido

en una reacción a presión constante se denomina incremento de entalpía, H.

Si se desprende calor disminuye la entalpía, y H es negativo; la reacción se denomina entonces exotérmica. En una reacción endotérmica se absorbe calor y se eleva la entalpía del sistema. El calor de reacción es expresado

para una unidad estequiometrica y depende de la forma de escribir la reacción. Los calores de reacción o variaciones deentalpía son aditivos, esta aditividad, es una definición del PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA. .Un conjunto de sustancias químicas en un estado dado tienen una cierta energía y una cierta entalpía, que no depende de la forma en que éstas sustancias han llegado al estado en que se encuentran, de aquí, la diferencia entre la entalpía de los reactivos y productos de una reacción, que es el calor de reacción, depende sólo del estado inicial y final, más no del camino que ha seguido la reacción. Esta aplicación del primer principio de la termodinámica se llama LEY DE HESS DE LA SUMA DE LOS CALORES: Si una reacción química puede escribirse como una suma de otras reacciones, el incremento de entalpía de la reacción total será igual, a la suma algebraica de los incrementos de entalpía de las otras dos reacciones.

PARTE EXPERIMENTAL

A.- Determinación de la constante del calorímetro

1. En un vaso de 250 mI. (que servirá como calorímetro) llene con 100 gr. de agua (potable).

2. Llene 100 gr. de agua en un 2do. vaso de 250 ml. y caliente hasta una temperatura que oscile entre 35ºC a 40ºC.

3. Anote la temperatura del agua en el calorímetro y en el segundo vaso.

4. Vierta el agua caliente del segundo vaso en el calorímetro. Agite con cuidado y con el termómetro observe el máximo de temperatura que alcance el sistema, anote.

5. El calor ganado por el agua del calorímetro, se calculará teniendo en cuenta que el calor específico del agua, es de 1.0 cal/g-grado (para éste y todos los demás cálculos).

Así tendremos:

Calor ganado = (cantidad de agua en gramos) x (Aumento de la temperatura de agua en ºC) x (calor específico del agua cal/g-grado)

6. Calcule el calor perdido por el agua del segundo vaso.

7. Cálculo de la constante del calorímetro

Constante =

B.- Capacidades caloríficas de los sólidos

8. Peso 100 gr. de agua (potable) en el vaso calorímetro. Coloque el vaso lejos del mechero y sobre papeles (como aislante).

9. Pese 50 gr. de perdigones en un vaso de 250 rnl.

10. Caliente los perdigones en un baño de vapor durante 10 minutos. Transcurrido el tiempo mida la temperatura de los perdigones y anote. Use con cuidado el termómetro. Anote la temperatura del agua en el calorímetro. Añadir inmediatamente y con mucho cuidado los perdigones calientes al calorímetro. Agite el agua, observe la temperatura máxima alcanzada y anote.

NOTA: Como generador de vapor utilizar otro vaso de 250 ml, y colocar sobre este el vaso con los perdigones.

También se podría usar un baño de maría o un baño de arena.

11. Calcule

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