Contenido

I. INTRODUCCIÓN......................................................................................................2II. PRINCIPIOS TEÓRICOS........................................................................................3III. DETALLES EXPERIMENTALES.......................................................................6IV. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN.....................................................................................8V. CONCLUSIONES......................................................................................................9VII. APÉNDICE..............................................................................................................10VIII. BIBLIOGRAFÍA.....................................................................................................11

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I. INTRODUCCIÓN EL calor es una forma de energía que varía con la temperatura, la transferencia de este ha sido desde un cuerpo de mayor temperatura a uno de menor temperatura.Se ha deseado conocer mediante estudios cualitativos la cantidad de pérdida o ganancia de calor de un cuerpo o de un sistema por ello al no variar la masa la física se encarga del estudio dicho fenómeno, utilizando la termodinámica.Pero no solo la física utiliza la termodinámica, la química la utiliza mediante la termoquímica para hallar la perdida de calor o ganancia en una reacción químicaEn el presente informe, se conocerá los conceptos sobre calor especifico (Ce), capacidad calorífica(C), calor de solución y calor de reacción de igual manera se aprenderá experimentalmente en el laboratorio a calcular correctamente la determinación de la constante del calorímetro , el calor especifico de un sólido y los cambios cualitativos durante una reacción

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II. PRINCIPIOS TEÓRICOS HISTORIALa termoquímica consiste de la aplicación específica del primer principió de termodinámica al estudio de las reacciones químicas. Trata los cambios térmicos que acompañan a las reacciones químicas y a los cambios físicos conexos a estas. Se considera a HESS (1802-1850), profesor de San Petersburgo, el fundador de la termoquímica, por Se distinguen claramente cuatro épocas.En la primera se consagraron haber descubierto la Ley de que el cambio de calor en una reacción particular siempre es constante e independiente del modo como se efectué la reacción.En la evolución de la termoquímica exclusivamente los científicos a la medida del calor desarrollado en las reacciones químicas. THOMSEN, profesor en Copenhague, se dedicó desde 1852 a estudios termoquímicos, en los cuales determino los cambios de calor en la formación de sales y en los procesos de oxidación, reducción, combustión, etc. Así fueron diferenciadas las reacciones exotérmicas y endotérmicas, el francés Marcellin BERTHELOT los siguió en este gran esfuerzo de determinaciones calorimétricas y en 1867 estableció la proposición imperfecta que las transformaciones químicas siempre ocurren en el sentido de mayor desplazamiento de calor.En la segunda época con KIRCHHOFF se estudiaron las relaciones entre el calor de reacción, la temperatura y la constante de equilibrio, y se dio una definición de la afinidad de la reacciones químicas por VAN’T HOFF. En la tercera época,completo NERNST la solución anterior, pues aplicando el Tercer Principio de Termodinámica descubierto por él, consiguió calcular equilibrios y afinidades a partir de las propiedades térmicas de los cuerpos que intervienen en la reacción.La cuarta época de la termodinámica actual, ha consistido en primer lugar en la acumulación de datos de calores de formación de las sustancias, lo cual ha sido uno de los proyectos más vastos llevados a cabo por la división de la termoquímica de la Oficina Nacional de Normas (Bureau of Standards) de los Estados Unidos, bajo la dirección de ROSSINI. También se ha hecho un número grande de determinaciones de colores de combustión y de solución. La Termoquímica de las soluciones ha dado un gran paso con el uso de las propiedades termodinámicas parciales. La aplicación de la Estadística

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Cuánticas, con acopio de abundantes datos de acopio de abundantes datos espectroscópicos, ha permitido un estudio teórico completo de las propiedades termodinámicas.La termoquímica Consiste en la aplicación del primer principio de la termodinámica, al estudio de las reacciones químicas y a los cambios físicos.El cambio de calor de reacción particular es siempre constante e independientemente del modo como se efectúa la reacción.La aplicación de la estadística cuántica son acopio de abundantes datos espectroscópicos permite un estudio teórico completo de las propiedades térmicas. La mayoría de los efectos caloríficos de muchas reacciones se conocen por tablas a una determinada temperatura y presión.La mayoría de las reacciones involucran calor, son exotérmicas cuando liberan calor y poseen valores (-) y endotérmicas cuando necesitan calor con valores positivos.La entalpía de un gas ideal es independiente de la presión a la temperatura constante (H/P) =0 y para los gases reales a presiones bajas, así como en los sólidos y líquidos también es cero o muy pequeño.2.1 CALORIMETRíAEl calor absorbido (o producto) durante una reacción química es, en principio una cantidad muy sencilla de obtener. Se permite que la reacción química se desarrolle dentro de un recipiente aislado térmicamente, denominado calorímetro, cuya capacidad de calor es conocida con exactitud.

El calor específico (Ce)Esla cantidad de calor que se requiere paraelevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. Sus unidades son J/g·ºC. La capacidad calorífica (C)Es la cantidad de calor que se requiere para elevar ungrado Celsius la temperatura de determinada cantidad de sustancia.Sus unidades son J/ºC. El calor específico

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Es una propiedad intensiva, en tanto que la capacidad calorífica es una propiedadextensiva. La relación entre capacidad calorífica y calor específicos de una sustancia es

Dónde: mes la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor específico del agua es 4.184J/g·ºC, Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en latemperatura (∆t) de la muestraindicará la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de calor están dadas por:

Dónde:∆t es el cambio de temperatura final menos inicial.q es positiva para procesos endotérmicos, y negativo para procesos exotérmicos.2.2 CALOREl calor es la transferencia de energía entre cuerpos o sustancias que se encuentran a diferente temperatura. Éste tipo de energía en forma de calor siempre fluye desde el cuerpo que se encuentra a mayortemperatura hacia el de menor temperatura, finalizandocuando las sustancias o cuerpos llegan al equilibrio térmico.La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convección. Es decir:

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C=Ce.m

Q= Ce.m. ∆t

2.3 LEYES DE LA TERMOQUÍMICA2.3.1 Ley de Lavoisier y Laplace

En 1780, Lavoisier y Laplace establecieron que la cantidad de calor que se requiere para descomponer un conjunto químico en sus elementos es igual a la que se liberó en la formación del mismo. Es decir, "el calor de descomposición de un compuesto químico es numéricamente igual a su calor de formación pero de signo opuesto".2.3.2 Ley de Hess

Esta ley establece que la cantidad de calor resultante en una reacción química, es siempre la misma, ya sea que la reacción se efectúe en una o varias etapas. Esto significa que el calor neto en una reacción a presión constante o a volumen constante depende únicamente de los estados inicial y final y no de los estados intermedios por los cuales puede pasar el sistema.2.4 TIPOS DE REACCIÓN

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t1>t2

De acuerdo al calor involucrado esta se clasifica en reacciones exotérmicas en la que se libera calor y endotérmicas en la que se absorbe calor.De acuerdo al proceso químico involucrado, el calor puede ser de solución, neutralización, hidratación, dilución, combustión, etc.2.5 CALOR DE REACCIÓNTodas las reacciones químicas van acompañado de un efecto calorífico. Este efecto puede ser medido a presión o volumen constante, en el primer caso se mide la variación de energía interna y el trabajo, en tanto que el segundo caso solo se mide la variación de energía interna.

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III. DETALLES EXPERIMENTALES 3.1. MaterialesVaso de precipitado de 250 mL Probeta de 100 mLTermómetro de 100ºC PiscetaMechero de Bunsen Pipeta,PropipetaBalanza digital Pinza de vasoFuente de arena Muestra solida Pb.3.2. ReactivosH2SO4 18 M y 0.25 M NaOHCH3COOH concentrado CH3COOH 0.25M

3.3. ProcedimientoA) Determinación de la constante del Calorímetro K cal/grado* En un vaso de vidrio pyrex que servirá de calorímetro agregamos 50g de agua potable y tomamos la temperatura T1.* Colocamos 50g de agua en un segundo vaso de vidrio pyrex y lo calentamos hasta un temperatura entre 35-40 °C y anotamos la temperatura Tm.* Inmediatamente enfriamos el termómetro con abundante agua fría.* vertemos 50g de agua caliente en el calorímetro, agitamos con cuidado y anotamos la variación de temperatura al estabilizarse

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B) Calor Específico de un Sólido* Colocamos 50g de agua en el calorímetro (50g≈50 mL). Luego, medimos la temperatura del agua (T1).* Pesamos plomo sólido y lo colocamos en el vaso 2 y empezamos a calentarlo en el mechero sobre un baño de arena* Medimos la temperatura del cobre solido (Tm).* Introducimos y sumergimos el cobre sólido con mucho cuidado en el agua del calorímetro, se debe de medir la temperatura hasta que el sistema alcanza la máxima temperatura T2 (temperatura de equilibrio).

C) Estudio cuantitativos de la energía durante los cambios químicos1. Se examinara cuantitativamente los cambios de energía que acompañan los tres cambios químicos. Utilizará el mismo calorímetros de la parte B además asumirá que la densidad de la solución diluida resultante de cada reacción es 1g/ml y que el calor específico de cada una de las soluciones formadas es de 1,0 cal/gºC2. Determine el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añade 0.8 ml de H2SO4 18 M y 50 ml de agua destilada al calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este cambio ΔH°3. Determine el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añade 25 ml de H2SO4 0.25M y 25 ml de NaOH 0.5M al calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este cambio ΔH24. Determine el cambio de energía por mol de H2SO4 cuando se añade 0.8 ml de H2SO4 18M a 25 ml de NaOH 0.5M al calorímetro. Anote las temperaturas y escriba este cambio ΔH 5. Repetir los pasos 2,3 y 4 utilizando ácido acético en lugar de H2SO4

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IV. DATOS Y CALCULOS A) Determinación de la constante K del Calorímetro cal/gradoT1=19 °C T2- T1= 10Tm=36 °C Tm- T2= 13 °CT2=29 °C Qganado=-QperdidoCalor ganado: calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.Calor perdido: calor perdido por el H2O del vaso 2.De la expresión anterior se determina el valor de K en cal/grado:K(T2-T1) + m H2OCe H2O(T2- T1) = mH2OCeH2O(Tm-T2)K(10 °C) + 100g 1cal

g . ° C(10°C) = (100g) 1cal

g . ° C(13°C) K = 15cal/°C

B) Calor Específico de un SólidoT1=19 °C T2- T1= 2ºCT2=21 °C Tm- T2= 49°CTm=70 °CQganado=-QperdidoCalor perdido: calor perdido por la muestra solida del vaso 2Calor ganado: calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.K(T2-T1) + m H2OCe H2O(T2- T1) = mPbCePb(Tm-T2)15cal°C

(2 °C) + 50g 1calg . ° C

(2°C) =(50.52g)(CePb)(49 °C)CePb = 0.05cal/g°C

C) Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicosa. Con el H2SO42. Calor de solución =ΔH de solución−¿Ti = 18°CT f = 22 °C ΔT =4°C −¿

n=M∗V ∆ H=−18.06kcal /moln=18∗0.0008n=0.0144mol

3. Calor de neutralización=ΔH de neutralización11

H 2SO 4+2NaOH⟶Na2SO4+2H 2O

0.00625mol0.0125mol0.00625mol

−¿Ti = 18°CT f = 22 °C ΔT =4°C −¿n=M∗V ∆ H 2=−41.6kcal /moln=25∗0.0025n H 2SO 4=0.00625molnNaOH=0.0125mo l

4. Calor de reacción =ΔH de rxnH 2SO 4+2NaOH⟶Na2SO4+2H 2O

−¿Ti = 18°CT f = 30 °C ΔT =12°C −¿n=M∗V ∆ H 3=−54.16kcal/moln=18∗0.0008n H 2SO 4=0.0144mol

b. Con el CH3COOHSe realiza los mismos cálculos que con el H2SO42. Calor de solución =ΔH de soluciónΔH = -2.256 Kcal/mol3. Calor de neutralización=ΔH de neutralizaciónΔH = -20.8 Kcal/mol4. Calor de reacción =ΔH de rxnΔH = -20.8 Kcal/mol

V. CONCLUSIONES Se concluyó cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicos físicos utilizando el calorímetro despejando su constante de capacidad calorífica a presión constante si se hubiese calentado el sólido a mayor temperatura el porcentaje de error hubiera sido a menor escala. Cuando las dos temperaturas se igualan se concluye que el calor ganado es igual a menos el calor perdido, cumpliéndose la ley cero de la termodinámica.

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Al determinar el c.e. del solido: Pb Se calentó demasiado rápida la muestra lo que conllevo a obtener un pico de temperatura incorrecto por que la muestra baja rápidamente un grado centígradoVI. RECOMENDACIONES En relación a las experiencias realizadas en el laboratorio con materiales y reactivos diversos, se darán algunas sugerencias con la finalidad de evitar accidentes y obtener una mayor compresión de lo realizado en la práctica, estas sugerencias son: Utilizar mascarilla, guantes y lentes de protección.

Verificar antes del procedimiento que todos los materiales estén en perfectas condiciones y en las concentraciones de molaridad que indican la guía de trabajo.Si ocurre algún tipo de accidente con alguna sustancia ácida en contacto con la piel se recomienda enjuagar inmediatamente con agua destilada.Realizar cuidadosamente las experiencias para que de este modo no se presenten dificultades referentes a los valores obtenidos comprobados con los valores teóricos. A momento de medir la temperatura la persona se debe colocar al nivel del termómetro para que la medida vista sea lo más exacta posibleAnotar todos los cambios vistos en los experimentos ya sean volúmenes, temperaturas, etc.

VII. APÉNDICE Cuestionario 1. Determinar el calor especifico de la muestra sólida que indica el profesor. Determine el % de error relativoCePb = 0.05cal/g°CError absoluto 0.03 -0.05 = -0.02%Error relativo 0.02/0.03=-66.7%

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2. Fundamente el resultado de la pregunta (2) y que consideraciones se debe tener en cuenta en la práctica si este % de error es muy altoEl valor obtenido se debe al error obtenida en la constaste ya que el sistema no se encuentra aislado. También puede deberse a que el solido no se encuentre puro, alterando su calor específico.3. Calcule la concentración de la solución diluida de H2SO4 formada en el paso 2

n H 2SO 4=0.008∗18=0.0144mol

MH 2S O4=0.0144mol

0.050L=0.288M

Escribe las ecuaciones de las tres reacciones estudiada en la parte C. indique la concentración de cada reaccionante y de su producto2) H 2SO 4+H 2O⟶H 3O+(SO4 )−23) H 2SO 4+2NaOH⟶Na2SO4+2H 2O

4) H 2SO 4+2NaOH⟶Na2SO4+2H 2O

4. Relacion aritmética entre ΔH 1 , ΔH 2 , ΔH 3a. ∆ H=−18.06 kcalmolb. ∆ H 2=−41.6 kcalmolc. ∆ H 3=−54.16 kcalmol

∆ H 1

3=∆ H 2

7=∆H 3

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VIII. BIBLIOGRAFÍA FUNDAMENTOS DE FISICOQUIMICA, PONS MUZZO, GASTON, Editorial Universo S.A., Quinta Edición, 1981, Lima, Perú, Pág. 159FISICA TEORICA Y PROBLEMAS, Editorial Mantaro, Perú, Pág. 481-483QUIMICA GENERAL, FREDERICK LONGO, Editorial Mc graw-hill, México QUIMICA ESTRUCTUTA Y DINAMICA, James N. Spencer, Gregore M. Bonder, Lyman H. Richard Editorial Cecsa, Primera Edicion ,Mexico 2000, Cap 13. Pág. 617-624

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0.00625 0.0125 0.00625

0.0144 0.0125 0.00625

QUIMICA GENERALOctavaEdición (2003)Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F.Geoffrey Herring, Ed. Prentice Hall, Pág. 223 — 229, 241 — 243QUIMICAQ 2 — Ayuda de Clase, Pontificia Universidad Católica del Perú, Edición 2006,Pág. 12, 13, 20, 25, 27, 31, 33, 36,34

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