UNIVERSIDAD NACIONAL DE PANAMA

FACULTAD DE TEGNOLOGIA Y CIENCIAS EXACTAS

ESCUELA DE QUIMICA

LICENCIATURA EN QUIMICA

DEPARTAMENTO DE QUIMICA FISICA

INFORME DE CALOR DE DISOLUCION

PRESENTADO A:

PROF. TIDIAN SANTAMARIA

PREPARADO POR:

MATOS NATHALY

8-868-1377

CHRISTOPHER SANCHEZ

8-845-237

PRIMER SEMESTRE

INTRODUCCION

En los estudios termodinámicos de interacciones en solución tiene una

gran importancia la determinación calorimétrica directa de los calores

de solución de un soluto en un solvente dado. A partir de los datos

experimentales del calor de solución pueden calcularse otras

propiedades termodinámicas de Interés tales como: calores integrales

de solución, calores diferenciales de solución, entalpia molar de exceso,

calor de mezcla a dilución infinita, entalpias molares parciales relativas,

entalpia molar relativa, entalpia molar aparente y entalpia molar

aparente relativa. Cada una de estas propiedades tiene una significación

termodinámica precisa; sin embargo como en las ecuaciones que las

definen están implicados estados de referencia distintos, esto dificulta

algunas veces una clara comprensión del significado de estas

propiedades y de las relaciones existentes entre ellas.

El proceso de disolución de una sustancia suele ir acompañado de una

absorción o desprendimiento de calor que, referido a un mol de

sustancia, se conoce con el nombre de calor molar de disolución.

Sin embargo, esta magnitud no es constante sino que depende de la

cantidad de disolvente y por lo tanto, de la concentración de la

disolución.

Al disolver gradualmente una masa de sustancia en una cantidad de

disolvente dada, la composición de la disolución varía desde la del

disolvente puro hasta la de la disolución final.

Sin embargo, es más interesante conocer la cantidad de calor absorbida

o desprendida por mol de sustancia en el proceso completo, es decir,

cuando se disuelve toda la sustancia en la cantidad de disolvente

elegida. A la cantidad de calor generada en estas condiciones se le llama

calor integral de disolución.

PROCEDIMIENTO

Materiales:

- Termómetro

- Balanza

- Erlenmeyer

- Bureta

- Soporte

- Pinza para bureta

- NAOH a 0.3 molar

- Acido oxálico

- Fenolftaleína

- Volumétrico

Parte experimental:

Como paso inicial de nuestro experimento preparamos una disolución de 250 ml de ácido oxálico

sobresaturada a una temperatura de 70 ˚C. Una vez lista

la disolución extrajimos alícuotas de 5 ml, cada alícuota se llevó a una determinada temperatura

de 10 ˚C, 20 ˚C, 30 ˚C, 40 ˚C y 50 ˚C. Luego de tener las alícuotas listas, se pesa cada una a las

temperaturas correspondientes y se procede a titular cada alícuota con NAOH a 0.3 molar y

fenolftaleína como indicador.

RESULTADOS Y DISCUSION

- Resultados:

Tablas y graficas

Grafica de LnS VS 1/t

temperatura (K) Gramos de

alicuota Ml NaOH Molaridad Gramos de

acido oxalicoGramos de

agua S 1/temperatura LnS283 5.1324 13.4 0.804 0.2533 4.8791 5.1915 0.0035 1.6470298 5.1944 41.2 1.236 0.7812 4.4132 17.7014 0.0034 2.8736313 5.300 63.8 1.914 1.2096 4.0904 29.5717 0.0032 3.3868323 5.1134 63 1.89 1.1907 3.9227 30.3541 0.0031 3.4129

pendiente = -4094.334108ΔH= pendiente x 8.314ΔH= -8143.61095

Δ(valor teo-v exp) (8.143-8.600)Δ(valor teo-v exp) 456.3890498% de error 5.3068

Discusión:

Según los resultados de la experiencia reflejados en la gráfica y la tabla de valores, pudimos observar que la solubilidad aumenta en proporción a la temperatura. Sin embargo se presentaron varios factores los cuales nos truncaron los resultados deseados, uno de la fuente d error que más influyo fue el manejo de la temperatura que cada alícuota debía tener. Ya que al sacar la alícuota del baño maría se dejó a temperatura ambiente un lapso de tiempo suficiente como para que la alícuota variara la temperatura y se iba alejando de la temperatura indicada al momento de titular, en medio de la experiencia hubo un error en la preparación de la solución de NAOH lo cual fue motivo para eliminar ciertos valores que no nos eran de utilidad y lo pudimos captar a simple vista, si se hubiese preparado la solución de NAOH con más precisión se hubiésemos obtenido valores más certeros . En cuanto a los errores en temperatura si los sistemas de calentado y enfriado estuvieran en una posición más cercana quizás este error hubiese disminuido, de igual forma hubo falta de organización lo que también nos hubiese podido disminuir el margen de error, hubiese sido ideal titular con prioridad las alícuotas con temperaturas extremas por ejemplo la de 10 ˚C y 50 ˚C para evitar la pérdida o ganancia de calor según sea el caso de las muestras.

Como una idea personal pensamos que con la utilización de una muestra control (blanco) con agua del grifo ya que no sabemos el PH del agua de grifo que pudo contribuir a las desviaciones en los valores.

CONCLUSIONES

En esta experiencia hemos concluido que la solubilidad o capacidad de soluto de disolverse en agua como fue para nuestro caso aumenta con la temperatura sin embargo debido a diversas condiciones y situaciones con las que nos enfrentamos durante el desarrollo de la experiencia no pudimos ver esta relación reflejada de manera ideal en nuestro gráfico.

-Comprendimos también que estos cambios en la solubilidad de un soluto se dan de manera casi instantánea tal como se da el cambio de temperatura ya que este fue uno de nuestros inconvenientes poder mantener la temperatura de las alícuotas estables lo que pudo causar la desviación de nuestra pendiente con respecto a la ideal de una gráfica con función lineal.

-aprendimos la relación termodinámica entre la entalpia de disolución y la solubilidad donde se requiere mayor energía (dada por calor que representaba para este caso la temperatura) para diluir una mayor cantidad de la muestra.

-investigando observamos que existe otro método para calcular u obtener la solubilidad de un soluto determinado en el cual se utilizan soluciones acuosas de electrolitos junto con un calorímetro cubierto con una camisa isoterma de esta manera se logra una mayor precisión de la determinación de la solubilidad.

ANEXOS

Terminología

Entalpias molar de exceso: Los términos que relacionan las propiedades de las soluciones reales con las de las soluciones ideales son llamadas funciones de exceso. Estas propiedades termodinámicas son definidas así porque se supone que están en exceso con respecto a las de una solución ideal, siempre y cuando se conserven las mismas condiciones de temperatura, presión y composición.

Calor diferencial de disolución: Es el calor absorbido o liberado por mol de soluto en cualquier instante del proceso de disolución.

Calor integral de disolución: Se define como la variación de entalpía que se produce al disolver una determinada cantidad de soluto en cierta cantidad de disolvente. Es decir la variación total de calor, por mol de soluto, cuando la disolución se ha completado.

Información adicional

Existen otros métodos para calcular entalpia de disolución, por ejemplo, estudios realizados con sales de fullerenos que han permitido estudiar diversas propiedades de estos nuevos materiales, así como estudios de procesos de agregación de surfactantes (Tanaka y Adachi, 2003).

Con el objetivo de medir con gran precisión la entalpía de disolución para disoluciones acuosas de electrolitos, se ha diseñado y puesto a punto un calorímetro de envoltura o camisa isoterma, también llamado calorímetro de tipo isoperibolico. En este tipo de calorímetro se mide como varia la temperatura en la celda del interior del calorímetro durante el proceso de dilución, mientras la carcasa exterior del mismo se mantiene a una temperatura regulada.

El correcto funcionamiento de este calorímetro se ha verificado con el sistema KCL y agua a 25 ◦c y hasta m=1.6 mol.kg, para el cual existe u6jna amplia información bibliográfica.

Se ha escogido como sistemas a medir de disoluciones acuosas de sales que contienen cationes comple6jos de cobaltoanina.

Estas sales han sido ob6jeto de estudio termodinámico en el laboratorio desde hace más de 20 años (castellanos y Núñez, 1981).

Referencias

Agnes E. de Bosques, Oriel Ortega F., Elizabeth G. de Saldaña, Segundo Vásquez

Folleto de química física, departamento de química física 2006.

Desarrollo de un Calorímetro para la Determinación de la Entalpía de Dilución en Disoluciones Acuosas de Electrolitos por J.M. Arsuaga, M. Taravillo, M. Cáceres y J. Núñez, niv. Rey Juan Carlos, Esc. Superior de Ciencias Experimentales y Tecnología, 28040 Madrid-España

Tanaka, R. y M. Adachi, Relative apparent molar enthalpies of dilution of some polyoxy-ethylene glycol monodecyl ethers (C10En), of decanol in cyclohexane and heptane, and of C10E6 aqueous mixtures in decane at 298.15 K, Thermochim. Acta, 404 (1-2),133-139 (2003).

Castellanos, M.A. y J. Núñez, Activity Coefficients of Hexamincobalt(III) Oxalate in Aqueous Solutions of Different Electrolytes, J. Chem. Thermodynamics: 13(8), 761-766 (1981).