Calor De Combustion

INFORME DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA











CALOR DE COMBUSTION


















UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA
FACULTAD DE QUIMICA FARMACEUTICA
DEPARTAMENTO DE ALIMENTOS
MEDELLIN
2012


CALOR DE COMBUSTIÓN


Marco Teórico:

El calor de combustión estándar molar para una sustancia formada de C, H y O, se define como el calor liberado por mol decompuesto cuando éste se quema con O2(g) para producir CO2(g) y H2O(l). El calor de combustión puede ser a presión constante DH o a volumen constante DE . En una bomba calorimétrica adiabática a volumen constante se determina el valor de DE y con la ecuación DH = DE + DnRT, se puede determinar la entalpía de combustión.
Cuando se produce la combustión de un compuesto formado por C, H y O en una bombacalorimétrica adiabática liberan calor: la reacción de combustión, el alambre fusible y la formación de ácido nítrico; y absorben calor: la bomba calorimétrica, el agua y los productos de la combustión.
Como el proceso en la bomba es adiabático se tiene: Qv = DE = 0, es decir,
DEcomb. + DEalambre + DEa. nítrico + DEcalorím. + DEagua + DEprod. = 0
La capacidad calorífica de un cuerpo es lacantidad de energía calórica que este requiere para variar en un grado su temperatura, por lo cual la variación de energía interna de un cuerpo se puede expresar como: DE = nCvDT, supuesta constante en el rango de temperatura considerado.
El calor de combustión a presión constante DH y el calor de combustión a volumen constante DE están relacionados por:
DEcomb. = DHcomb.-DnRT
Dn : diferenciaentre moles de productos gaseosos y reactivos gaseosos
R : constante universal de los gases
T : temperatura en grados Kelvin a la cual ocurre la reacción.



Datos auxiliares
Volumen de agua para el autoclave: 2.0L
Indicador: 2 gotas de fenolftaleína
Densidad etanol: 0,789 g/ml
Peso Molecular etanol: 46.10
ΔHºformCO2 (g) = -393,51 KJ. mol-1
ΔHºformH2O (l) = -285,830 KJ. mol-1
Q=-9,62J/cm
R = 8.317 J/ mol. K
ΔEHNO3 = -57,75 KJ. mol-1
ΔHcomb teórico (C6H5COOH) = -26,44 KJ. g-1
ΔEform = -57,75 KJ. mol-1
Peso Molecular= C6H5COOH = 122,1228 g/mol



Para el acido benzoico
Masa de la pastilla: 0.99g
Longitud del alambre de ignición: 10cm
Molaridad NaOH: 0.1016 M
Volumen de NaOH gastado: 4.8mL

Antes de ignición
Después de ignición
Temperatura(ºC)
23.4
26.2

Parala muestra problema
Muestra numero 6: etanol
Volumen de muestra:1.00 ml
Longitud del alambre de ignición: 10 cm
Volumen de NaOH gastado: 4.9 ml

Antes de ignición
Después de ignición
Temperatura(ºC)
23.3
24.9



CÁLCULOS Y RESULTADOS


Calcular la capacidad calorífica del calorímetro en J grado-1

C6H5COOH(s) + 15/2 O2 (g) → 7CO2 (g) + 3H2O (l)

Δn = 15/2 – 7 = -1/2 = -0,5mol de ácido benzoico

∆n=0.99g×1molC6H5COOH122,1228g C6H5COOH ×-0,5mol C6H5COOH1 molC6H5COOH

∆n=-0.00405 molC6H5COOH

Q.L = -9,62 x 10-3 KJ/cm x 10cm = -0.0962 KJ

ΔHcomb – ΔnRT+ Q.L +ΔEformV.M+CvΔT)= 0

Cv=-ΔHcomb+ ΔnRT- Q.L-ΔEformV.MΔT


Cv= (26.44kJ-0.00405molx8.314J/molKx299.35K+0.0962kJ+57.75kJ/molx0.0048Lx0.1016M)2.9k=5.68kJ/KCv=5.68 kJ/K


Calcular el valor de ΔE y ΔH de combustión de la muestra problema en KJmol-1 y evaluar el porcentaje de error para el calculo de ΔHcomb.

Ecuación de la combustión:

0.789 g/mlx1ml= 0.789 g

0.789 g x 1 mol = 0.0171 mol
46.10 g

Δn= 2-3= -1mol

∆Ecomb + QL + ∆EformVM + Cv∆T = 0

∆Ecomb = - QL - ∆EformVM - Cv∆T∆Ecomb=0.0962KJ–(-57.75KJ/mol)(0,0049L)(0,1016M)–(5.68 kJ/K)(1.6K)

∆Ecomb=-8.96kJ

∆Ecomb/ mol = -8.96 = -523.98kJ/mol
0.0171 mol

Ahora calculamos ΔH

∆Hcomb = ∆Ecomb + ∆nRT

ΔHcomb= -8.96kJ+ (-1mol ×0,008314KJ/molºK ×298.05°K)

ΔHcomb= -11.43 kJ=-20.957 kJ/0.0171mol=-668.88 kJ/mol

Porcentaje de error:

%Error = Valor Experimental – Valor Teórico x 100
Valor Teórico


%Error...