CALORIMETRIAUNIVERSIDAD DEL CAUCA

Facultad de Ciencias Naturales, Exactas y de la Educación Departamento de química

14 DE MARZO DE 2014Daira Ipaz, Ximena Correa

Johnny Vilard

1. Introducción:

La técnica calorimétrica es una de las más empleadas dentro de la termodinámica como una herramienta de utilidad para realizar la caracterización de los sistemas que generan o absorben energía térmica. Debido a la diversidad de sistemas y a la manera como se generan los efectos térmicos, se presentan diversidad de equipos calorimétricos. El recipiente utilizado para efectuar las medidas de calor se denomina calorímetro, que en su forma más sencilla es una vasija de paredes aisladas que aloja en su interior el termómetro y agitador. Además contiene un líquido calorimétrico que generalmente es el agua. La capacidad calórica del calorímetro (los alrededores) es la suma de las capacidades calóricas de sus partes (el agua, las paredes, un termómetro y un artefacto de agitación). El valor de la capacidad calórica de cada parte depende del material y del tamaño. En la determinación del calor de un proceso, solo se ocupa la capacidad calórica global del calorímetro, que, a su vez, se determina como un todo experimentalmente.

2. Objetivos:

Estandarización del calorímetro Determinación de la temperatura de equilibrio de las sustancias de trabajo Comprensión de la primera ley de la termodinámica.

3. Montaje:

4. Diagrama de flujo:

5. Datos Experimentales de la capacidad calorífica del calorímetro:

Tabla de datos de la medición de la capacidad calorífica del calorímetro

Temperatura °C Cambios de temperatura después de la adición30 28 27 27 27 26 26 26 26 26 26 2640 31 30 29 29 29 28,5 28 28 28 28 2850 34 33 32 31 30,5 30,5 30,5 30,5 30,5 30,5 30,560 42 42 42 42 41 41 41 41 41 41 4170 50 49 48 47 46 46 46 46 46 46 4680 54 52 51 51 50 50 50 50 50 50 50

Tabla N° 1

Observación:

Volumen del agua del calorímetro y del agua caliente: 50 mL respectivamente.

Cp=m2 c2 (T 2−T f )−m1 c1 ¿¿ Ecuación N° 1

Dónde:

m2=masadel aguacaliente

c2=calor especificodel agua

T 2=Temperaturadel aguacaliente

m1=masadel agua fria

C1=calor especificodel agua

Se tomó como masa del agua (50 mL) 0,05 Kg, y como calor especifico del agua 4.1813 KJ/Kg °C.

*Cálculo de la media aritmética de los datos experimentales:

Ecuación N°2

Utilizando los datos de la tabla N° 1, tenemos:

temperatura °C media aritmética °C30 26,640 28.550 31,260 41,470 47.080 51.0

Reemplazando en la ecuación 1, tenemos:

Cp = −[ (0.05Kg ) x4.1813 KJ

Kg°C(3.4 ° C )]−[0.05Kg x 4.1813 KJ

Kg °C(2.6 °C )]

(2.6 °C )=0.48 KJ

°C

Tabla de la capacidad calorífica a diferentes temperaturas:

Capacidad calorífica (KJ/°C Temperatura °C

0.48 24 -300.64 23-400.68 23-500.44 25-600.43 25-700.45 26-80

Tabla N°2

Capacidad calorífica del calorímetro: 0.45 KJ/°C (promedio)

5.1 Cálculos para la neutralización

Cualitativamente sabemos que la neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base produciendo una sal y agua, estás reacciones son exotérmicas lo que significa que desprenden energía en forma de calor. En el laboratorio se experimentó cualitativamente esta reacción.

H2SO4 +2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

¿De acuerdo a lo anterior cuanto se necesita para neutralizar 30mL de H2SO4 al 98% de pureza con NaOH?

Rta.

Reactivo Densidad(g/mL) Peso molecular (g/mol)H2SO4 1.8 (98%) 88.89NaOH 2.13 39.89 Tabla N°3

Con la tabla de datos anterior y la ecuación (2) encontramos qué cantidad en gramos de ácido sulfúrico hay en 30 mL al 98% de pureza

d=m/v ecu.3

Donde d= densidad; v=volumen; m=gramos

Despejamos masa (m)

m=d*v m= (1.8g/mL)x(30mL) = 54 g X 98 % = 52 g de H2SO4

100%

52g H2SO4 x 1 mol H2SO4 x 2 mol NaOH x 39.89 g NaOH = 46.67 g de NaOH

88.89 g H2SO4 1 mol H2SO4 NaOH 1 mol NaOH

Volumen de NaOH necesario para realizar la neutralización es:

VNaOH = (52 g x 30 mL ) / 46.67 g = 33.43 mL

5.2 Determinación del calor especifico de cada metal

Tabla de datos del calor especifico del metal

Metal peso Ti Te

Aluminio 1.002 94.4 22.5Cobre 3.694 94.4 27Zinc 30.838 94.4 26plomo 68.875 94.4 28

Tabla Nº4

Observación:

T ambiente del H2O = 22ºC

Capacidad calorífica del H2O = 1.00 cal/g ºC

Volumen de H2O utilizada = 50mL

Densidad del agua 0.9978 g

Con d = m/v ecuació3. Encontramos la m de H2O =(0.9978)x(50)= 49.895 g H2O

Para encontrar el calor especifico de cada uno de los metales anteriores, necesitamos la siguiente ecuación

mmcm(Tim –Te)=mH2OcH2O(Te -TiH2O) ecu. 4

Donde

mm =peso del metal

cm = color especifico, lo desconocido

Tim= temperatura de ebullición de agua

Te = temperatura en equilibrio térmico

Despejando cm = - mH2OcH2O(Te -TiH2O)

mm(Te –Tim)

Reemplazamos en la ecuación 4 y el metal seleccionado es el aluminio

cm = - (49.893g H2O )x(1.00 cal/gºC)x(22.5ºc-22ºC) cm = 0.35 cal /g ºC

(1.002g)x(22.5ºC-94.4ºC)

Metal Calor especifico experimental(cm) Calor especifico teórico(cm)Aluminio 0.35 cal /g ºC 0.22 cal / g°C

Cobre 1.001cal /g ºC 0.093 cal / g ° C

Zinc 0.091 cal /g ºC 0.092 cal/ g ºCplomo 0.0065cal /g ºC 0,0305 cal/g ºC

Tabla Nº 5. Muestra el calor específico calculado de cada metal de acuerdo con los datos experimentales en el laboratorio

Porcentaje de error de la práctica.

%=|(teórico – experimental) / teórico| x 100 ecu.5

Remplazamos. Ejemplo, el aluminio

%=|(teórico – experimental) / teórico| x 100 = 59 % de error

Metal Error experimental %Aluminio ------Cobre ------Zinc 2plomo 78Tabla Nº4

Análisis De Resultados:

La práctica de laboratorio, se dividió en tres partes, en la primera parte se determinó la capacidad calorífica del calorímetro, para esto, dentro del calorímetro se dispuso un vaso de precipitado con un volumen de 50 mL de agua a temperatura ambiente, y se le adicionaron 50 mL de agua caliente, a diferentes temperaturas cada vez.

Los datos obtenidos se reportaron en la tabla N° 1, donde se puede ver que al inicio la temperatura está más alta que la temperatura ambiente, desde el mismo momento en que se adiciona el agua caliente, se produce un intercambio calorífico, el cual al transcurrir unos segundos, alcanzan un equilibrio térmico, observándose que siempre el equilibrio está por debajo de la temperatura más alta y por encima de la temperatura ambiente.

Cuando se llega a ese equilibrio térmico, se debe cumplir que la suma de las cantidades de calor intercambiadas debe ser cero.

En la tabla N° 2, vemos una diferencia de la capacidad calorífica a temperaturas de 40 °C y 50°C, creemos que esta diferencia puede ser causado por la no certeza del volumen de agua caliente utilizada, ya que el cambio en la masa del agua, hace que varíe la transferencia de calor por lo tanto, para determinar la capacidad calorífica del calorímetro, hemos obviado esos dos datos. Por otro lado, al observar que a las temperaturas del agua que se encuentra en el calorímetro antes de adicionar el agua caliente, se aumentó, podemos ver que el calorímetro de todas formas absorbe una parte del calor del sistema.

En la segunda parte se determinó el calor específico de los metales que se encuentran en la tabla Nº 4. Experimentalmente se utilizó una cantidad de 50 ml de agua a una temperatura ambiente de 22 ºC, los metales se calentaron en baño de ebullición de agua, y se introdujeron por separado cada metal en el calorímetro en el cual instantáneamente a través de la referencia termómetro se pudo medir el desplazamiento y se observó aumento de temperatura en el sistema cerrado hasta que se llegó a un equilibrio. Al comparar el calor especifico de los metales y el cambio de temperatura generado el en calorímetro después de ser introducido el metal en el calorímetro (sistema adiabático), podemos decir, que cuanto mayor es el calor específico de las sustancias, más energía calorífica se necesita para incrementar la temperatura.

Con los datos de tabla Nº5 se calculó el error que se produjo debido a factores tales como; la técnica de parte nuestra en la manipulación del metal al ser introducido en el calorímetro, por otro lado los datos que se obtuvieron de los metales en el laboratorio no se encontraban en las mismas condiciones de presión (1 atm) y temperatura (25 ºC) en las que se calcularon el calor especificó teóricos de cada metal.

10. Conclusiones

Aun cuando no sea posible determinar el contenido total de energía calorífica de un cuerpo, se pudo medir la cantidad que se toma o cede al colocarlo en contacto con otro a diferente temperatura.

Experimentalmente se comprobó que el calor se transmite de un cuerpo caliente aun cuerpo frio

cuanto mayor es el calor específico de las sustancias, más energía calorífica se necesita para incrementar la temperatura.

Cuando se trabaja en sistema adiabático en nuestro caso calorímetro, en lo posible que no haya intercambio de calor, debido a que hay errores al realizar los cálculos, en nuestro caso la determinación del calor especifico de cuatro metales.

11. Bibliografía

http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/denh2o.pdf I.Levine, Fisicoquimica, volumen 1, Quinta edición, McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE

ESPAÑA,S.A.U., MADRID, 2004, PAG:169,174.