Estequiometría y Gases

Trabajo Práctico Nº4
Calorimetría y Termoquímica

Objetivo:

Estudiar procesos químicos en los cuales se producen cambios térmicos. Aplicar la ley de Hess.

Introducción:

Los cambios térmicos de diferentes reacciones pueden ser representados cuantitativamente siguiendo las leyes de la termodinámica y conociendo diferentes funciones de estado, en las cuales lo importante son elreactivo inicial y el producto final, sin tener en cuenta el camino que se recorre para llegar a él. Según la ley de Hess “si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, la cantidad de calor involucrado (liberado o absorbido), es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas; siempre y cuando, las condiciones de presión ytemperatura de las diferentes etapas sean las mismas”.
Lo que significaría que en un ciclo completo de una sola reacción, la variación de la función de estado de entalpía (a presión constante, como ejemplo) sería nula, pues terminaría con la misma cantidad de calor liberado que absorbido (uno por la reacción y el otro por el medio o viceversa) y que además puedo expresar esa nulidad como la sumade las entalpías de las reacciones, pérdidas y ganancias de temperatura que puedan ocurrir a partir de una reacción determinada.
Teniendo esto en cuenta, a lo largo de la siguiente experiencia se intentará determinar el calor liberado o absorbido por determinadas reacciones químicas, utilizando como recipiente adiabático, un vaso térmico del cuál deberemos primero obtener una constante llamada“Ck” que representa la cantidad de calor absorbida o liberada por el calorímetro cuando se aumenta o disminuye 1ºC, y midiendo la temperatura con un termómetro graduado a la décima de grado mientras se mueve suave y continuamente el calorímetro con su contenido.



Procedimiento y resultados:

Se determinó el valor de la constante del calorímetro para las siguientes experiencias.Se calentó 50ml de agua en un vaso de precipitados hasta una temperatura de 60ºC. Se volcó el agua en el calorímetro y se va controlando la temperatura del recipiente con el termómetro de 0-250ºC hasta que baje a una temperatura de 50ºC o un poco menor. Se cambió el termómetro por el de 0-50ºC y se midió la temperatura cada 30 segundos durante aproximadamente 5 minutos. Se agregan luego 50 ml deagua a temperatura ambiente y de sigue midiendo la temperatura cada 30 segundos. Durante la medición de la temperatura se agita suavemente el calorímetro con movimientos circulares, sin levantarlo de la mesada.
Se realizó el procedimiento por duplicado. Y se calculó la constante del calorímetro suponiendo que el procedimiento fue adiabático.

Ck promedio: (Ck1+Ck2) / 2 = 13,4112342 J/KError Relativo: |Ck1-Ck2| / Ck promedio = 0,04683325
Error relativo porcentual: 4,683325 %
Error Absoluto: 0,62809163 J/K

Ck = (13,4 ± 0,6) J/K

Determinación del calor de fusión el hielo:

Se agregan al calorímetro aproximadamente 100 g de agua a temperatura ambiente, se lo tapa (con la tapa incluyendo el termómetro) y agita suavemente midiendo su temperatura cada 30 segundos. Al cabode poco tiempo, cuando la temperatura se mantiene relativamente constante, se destapa suavemente el calorímetro y se le agrega una cantidad de hielo a 0ºC, se vuelve a tapar y registrar la temperatura cada 30 segundos, hasta que la misma llegue a un valor constante.
Se realizaron los gráficos correspondientes y se determinó la diferencia de temperatura de la reacción. Se pesa el calorímetro conel agua contenida finalmente, cuya diferencia de masa con respecto a la masa del Calorímetro lleno con agua a temperatura ambiente nos dará el valor de la masa del hielo que fue agregado.

Se hicieron 2 determinaciones y se calculó el ΔHfusión promedio de la reacción.

ΔHfusión = (4,75±0,02) kJ/mol.

El ΔHfusión tabulado del agua es 6,008 kJ/mol.

Verificación de la Ley de Hess:
Se...