UNIVERSIDAD NACIONAL “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” FACULTAD DE INGENIERÍA DE MINAS, GEOLOGÍA Y METALURGIA ESCUELA ACADÉMICA: Ingeniería de Minas AÑO Y SEMESTRE ACADÉMICO: 2014 – I CICLO: III DOCENTE: Ing. TORRES YUPANQUI Edson ALUMNO: ANGELES DÍAZ Luis HUARAZ – PERÚ 2014 INFORME DE LABORATORIO N o 1 – Termodinámica
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UNIVERSIDAD NACIONAL
“SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO”
FACULTAD DE INGENIERÍA DE MINAS, GEOLOGÍA Y
METALURGIA
ESCUELA ACADÉMICA: Ingeniería de Minas
AÑO Y SEMESTRE ACADÉMICO: 2014 – I
CICLO: III
DOCENTE: Ing. TORRES YUPANQUI Edson
ALUMNO: ANGELES DÍAZ Luis
HUARAZ – PERÚ
2014
INFORME DE LABORATORIO No 1 – Termodinámica
CALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTE
1. OBJETIVOS
Determinaremos:
- El calor específico de u metal.
- El calor de solución del cloruro de calcio (NaCl2)
- El calor de neutralización del ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de
sodio (NaOH)
2. FUNDAMENTO TEÓRICO
Cuando se calienta un material sólido este experimenta un aumento de
temperatura, indicando con ello que absorbe energía. La capacidad
calorífica es una propiedad que indica la capacidad de un material de
absorber calor de su entorno; representa la calidad de energía necesaria
para aumentar la temperatura en una unidad. En términos matemáticos, la
capacidad calorífica C puede expresarse como:
C= δQδT
Donde Q es la energía necesaria para producir un cambio T en la
temperatura. Normalmente, la capacidad calorífica se expresa por mol de
material (por ejemplo J/molK, cal/molK). A veces se utiliza el calor
específico (a menudo representado por c); éste representa la capacidad
calorífica por unidad de masa y tiene varias unidades (J/kgK, cal/gK).
Existen dos métodos para medir esta propiedad, según cuales sean las
condiciones del medio en que se realiza la trasferencia de calor. Uno es
medir la capacidad calorífica mientras se mantiene la muestra en volumen
constante, en este caso se representa por Cv; el otro es bajo presión
constante y se representa por Cp. la magnitud de Cpes siempre mayor que
Cv; sin embargo, esta diferencia es muy pequeña para la mayoría de los
materiales sólidos a temperatura ambiente e inferiores. Para las medidas
experimentales de la capacidad calorífica es necesario recordar que el
calor ganado debe ser exactamente igual al calor perdido, por esta razón
se debe conocer la capacidad calorífica del recipiente donde se efectúa la
medida puesto que también consume calor.
Denominamos calor de reacción a la cantidad de energía calorífica que el
sistema a de ceder o absorber para que la temperatura permanezca
constante durante todo el proceso de la reacción química. Si el medio
exterior recibe energía la reacción se denomina exotérmica y si el sistema
absorbe energía se llama endotérmica. Durante las reacciones químicas en
general los cambios caloríficos dependen de la naturaleza química de las
sustancias que participan en la reacción sea como reactivos o productos.
Los otros factores que los afectan son la concentración, la temperatura y la
presión.
Los calorímetros se utilizan para determinar el calor de una reacción. Y
esta se mide como su cambio de entalpía (∆ H ), ya que se efectúa de
preferencia a presión constante y su valor es igual a la diferencia de la
suma de las entalpías de los productos (∑ Hp) menos la suma de las
entalpías de los reactivos (∑ Hr).
∆ H=∑ Hp−∑ Hr
La entalpía molar de formación de los elementos es igual a cero en
condiciones estándar de presión (1 atm) y temperatura (25°C).
El cambio de entalpía de “n” moles de una sustancia puede medirse a
volumen constante (∆U ¿o (∆ E) y a presión constante (∆ H ¿.
∆U=qv=nCp∆T
∆ H=q p=nCv ∆T
De acuerdo con la Ley de Hess, los cambios de entalpía solo dependen del
estado final e inicial, mas no del camino seguido por la reacción. La
variación del calor o cambio de entalpía (H) de una reacción química
recibe denominaciones diferentes, según la naturaleza de la reacción:
Calor de neutralización, calor de ionización, calor de combustión, calor de
formación, calor de hidratación, calor de precipitación, etc.
La reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte se
reduce a:
H 3O(ac)−¿+OH( ac)
−¿→2H 2O( l)¿ ¿
Términos que se mencionarán más adelante:
- Calor:
Interacción entre dos sistemas que no es en forma de trabajo, y que
modifica la energía del sistema. Por experiencia se conoce que la causa
de un flujo de calor es una diferencia de temperaturas entre dos
sistemas.
- Capacidad calorífica (C):
Llamamos capacidad calorífica de un sólido al calor necesario para
elevar en un grado la temperatura de una determinada cantidad de
materia (se mide en Joule/ºC o J/K).
- Capacidad calorífica molar (C ):
Una forma más útil de definir la capacidad calorífica es la que se refiere
a un mol; esto es, a la masa molar expresada en gramos. En
consecuencia, se define como la cantidad de calor que necesita un mol
de una sustancia para variar un grado.
- Calor específico (Ce):
Cuando dos o más cuerpos que tienen distintas temperaturas se ponen
en contacto térmico se observa que, al cabo de cierto tiempo, todos
ellos tienen la misma temperatura. Uno de los métodos para determinar
el calor específico de un cuerpo, es el método de las mezclas. Para ello
se ponen dos cuerpos en contacto térmico en el interior de un
calorímetro aislado térmicamente del medio exterior. Al no existir, o ser
muy pequeño el intercambio de calor con el medio exterior a través de
las paredes del calorímetro, la cantidad de calor cedida por el cuerpo
más caliente será igual a la absorbida por el cuerpo de menor
temperatura.
La ecuación correspondiente será:
Q1 + Q2 = 0 Q1 = - Q2
en donde se ha tenido en cuenta el signo de las cantidades de calor,
positivas cuando son absorbidas y negativas cuando son cedidas por
un cuerpo.
- Entalpía (H):
Llamada también contenido calórico, es una función de estado, que se
utiliza para tratar los cambios térmicos de las reacciones químicas que
se efectúan a presión constante.
- Calor de reacción (HR):
Cantidad de calor que se desprende o absorbe durante una reacción
química, esto se debe a la diferencia entre las entalpías de los
productos y reactantes a presión constante y temperatura definida.
Dentro de los calores de reacción se encuentran los calores de
4.4. Determinación del calor de solución del CaCl2
Volumen de agua: V = 250 ml.
M = 250 g
Masa del CaCl2.2H2O: M CaCl2.2H2O = 5.0952 g
Temperatura del agua: T1 = 18°C
Temperatura de la mezcla: T2 = 19°C
q sist. cíclico = 0
q sol + q agua + q cal = 0
q sol = - (q agua + q cal)
q agua + CaCl2 = m x Ce x ( T f – T i )
q agua + CaCl2 = 255.0952 g x 1 cal/goC x (17 – 16)o C
q agua + CaCl2 = 255.0952 cal
q cal = Ccal x ( T f – T i )
q cal = 14.423 cal/°C x (19 – 18)o C
q cal = 14.423 cal
Reemplazando:
q reac = - (14.123 cal + 255.0952 cal)
q reac = - 269.5182 cal
Calculamos el calor molar de la solución:
Qnsolución=qsolución
n2 H2O.CaCl2
n2 H 2O.CaCl2=mM
=5.0952g116 gmol
=0,0349moles
Qnsoluci ón=−269.5182cal0,0349mol
=−7722.58 calmol
nH 2O= 250g18g /mol
=13.89mol de H 2O
2H 2O .CaCl2+13.89H 2O (l )→CaCl2(15.89H 2O)
∆ H °S=−7722.58 calmol
calmol
Entonces deducimos que es una reacción exotérmica, en la cual el
agua (solvente) absorbe calor y el cloruro de calcio (soluto) cede
calor
4.5. Calor latente de Fusion (Lf )
Capacidad del calorímetro: 250 mlVolumen del agua: V1 = 100 mlMasa de hielo = 30 gTemperatura del agua: T1 = 48º C Temperatura de equilibrio: Tm = 23º C
Volumen del hielo: V = 27 mlTemperatura de la mezcla: T2 = 46º C
Ce=0.5 cal / g °C
Ccal= 14.423 cal/°C
Qg = Q1 + Q2 Qp = m1 * Cc*(T1 - Tm)
Q1 = m2 * Lf Qp = 100 * 14.4*(48 - 23)
Q1 = 27 ml * Lf Qp = 36000 cal
Q2 = m2 * Ce*(Tm - 0)
Q2 = 27 * 0.5 *(23 - 0)
Q2 =310.5 cal
Qg =Qp
(27 * Lf ) + 310.5 cal = 36000cal
Lf = 1.321 kcal
4.6. Calor latente de evaporización
Lv=(m1∗Cc ) (Tm−T 1 )−m2(T 2−Tm)
m2
Lv=(100∗14.42 ) (23−19 )−9 (40−23)
9
Lv=0.6238kcal
5. RECOMENDACIONES
Es necesario contar con equipos en buen estado, de esta forma los errores
en los cálculos son mucho menores.
Manejar en proporciones adecuadas los reactivos, para mejores
resultados.
Las temperaturas calculadas, deben ser lo más precisas posible.
Tener un buen orden de ejecución de pasos para evitar malos cálculos.
6. REFERENCIAS BIBLIOGÁRAFICAS
E. DAVIS Joseph y otros, Manual de laboratorio para química:
experimentos y teoría, Editorial REVERTÉ, 1977, Barcelona.
UNIVERSIDAD TECNOLÓGIA NACIONAL Facultad Regional rosario,
a. Enumere los objetivos específicos del experimento:
Determinar la capacidad calorífica del calorímetro.
Determinar el calor específico de un metal.
Determinar el calor de neutralización del ácido clorhídrico e
hidróxido de sodio.
Determinar el calor de solución del cloruro de calcio.
Calor latente de fusión y evaporización
b. Defina reacción exotérmica y endotérmica.
- Reacción Exotérmica: Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como luz o como calor, o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía.
- Reacción Endotérmica: Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía. Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo.
c. ¿Qué es un proceso adiabático? Dé un ejemplo.
En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquél en el cual el
sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor
con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce
como proceso isentrópico. El extremo opuesto, en el que tiene lugar la máxima
transferencia de calor, causando que la temperatura permanezca constante,
se denomina como proceso isotérmico.
Ejemplos:
La temperatura adiabática de llama, que es la temperatura que podría
alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia el entorno.
En climatización, los procesos de humectación (aporte de vapor de
agua) son adiabáticos, puesto que no hay transferencia de calor, a