Manual de pasteleria

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INFORME DE LABORATORIO

TEMA: “Calorimetría a volumen constante – calorímetro / bomba calorimétrica”

1.- INTRODUCCIÓN TEÓRICA

CALORIMETRÍA A VOLÚMEN CONSTANTE

1.1.- SISTEMAS Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio. El resto se denomina ENTORNO. Pueden ser: · · · Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno). Cerrados (no intercambia materia ysí energía). Aislados (no intercambia ni materia ni energía).

En las reacciones químicas: SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas (reactivos y productos)

1.2.- DEFINICIÓN DE TERMOQUÍMICA. La parte de la Química que estudia desde un punto de vista general las relaciones entre la energía y los cambios químicos se llama termodinámica química. La parte de la termodinámica química que estudiaexclusivamente la energía calorífica que acompaña a un proceso químico se denomina termoquímica. Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Consiste en el estudio de las transformaciones que sufre la energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una aplicación de la termodinámica a la química.

Haysistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas. Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.

1.3.- VARIABLES DE ESTADO Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) Ejemplos: · · · · Presión.Temperatura. Volumen. Concentración.

1.4.- FUNCIONES DE ESTADO Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. NO lo son: calor, trabajo.

1.5.- PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ENERGÍA INTERNA (U): Es laenergía total del sistema, suma de energías cinéticas de vibración, etc, de todas las moléculas.

· ·

Es imposible medirla. En cambio, sí se puede medir su variación.

Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa. Así, Q y W > 0 si se realizan afavor del sistema. U es función de estado.

1.6.- CALOR A VOLUMEN CONSTANTE (QV) Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen. Si V = constante, es decir, DV = 0 Þ W = 0 Þ

La calorimetría volumen.

a volumen constante implica el uso del calorímetro del constante-

No se realiza ningún trabajo en calorimetría del constante-volumen, así que los igualesmedidos calor el cambio en la energía interna del sistema. La ecuación para la calorimetría del constante-volumen es (la capacidad de calor en el volumen constante se asume para ser constante):

Donde: U está el cambio adentro energía interna, T está el cambio adentro temperatura y CV es capacidad de calor en el volumen constante. Puesto que adentro calorimetría del constante-volumen presión no esla constante guardada, el calor medido no representa entalpía cambio. Criterio de signos Las reacciones químicas pueden ser exotérmicas o endotérmicas.

El calor cedido o desprendido por el sistema se considera negativo mientras que el absorbido o recibido por el sistema se considera positivo. Generalmente las reacciones químicas tienen lugar en la atmósfera, luego son reacciones a presiónconstante.

2.- OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Realizar medidas calorimétricas mediante el uso de un calorímetro casero para comprobación de fundamentos teóricos. Conocer la estructura y funcionamiento de una bomba calorimétrica de alta tecnología mediante el uso y aplicación de fundamentos teóricos para una práctica de laboratorio. Sacar conclusiones generales y específicas de la práctica.

3.-...
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