calor de disolucion



Universidad de Oriente
Núcleo de Sucre
Escuela de Ciencias
Departamento de Química
Laboratorio De Fisicoquímica I
Cumaná – Edo. Sucre























Estudiantes:
Rodríguez, Jhasnair.
Jiménez, Juan.

Profesor
Marcos Loroño



Cumaná, diciembre del 2014
Objetivos

General
Determinar entalpia molar de disolución para el NaOH y el NH4NO3.

Específico
Encontrar la capacidad calorífica de uncalorímetro
Determinar el calor de solución para el NaOH.
Determinar el calor de solución para el NH4NO3.














Introducción

La inmensa mayoría de los procesos químicos transcurre con un intercambio de energía entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio de estos intercambios de energía constituye el objeto de la termodinámica química. En gran parte de los casos la energía seintercambia únicamente en forma de calor y recibe el nombre de termoquímica la rama de la termodinámica que se ocupa exclusivamente de la energía calorífica asociada a un determinado cambio químico.
Desde el punto de vista del calor intercambiado, las reacciones se clasifican en exotérmicas (si van acompañadas de desprendimiento de calor) y endotérmicas (sí se absorbe calor del medio durante elproceso). Si la reacción transcurre sin absorción ni desprendimiento de calor, se dice que es termoneutra; estas reacciones son poco frecuentes.
Desde el punto de vista microscópico, el desprendimiento de calor está relacionado con un aumento en la energía de los movimientos al azar de las moléculas del sistema; este aumento espontáneo de la energía cinética en las moléculas implica una disminuciónde su energía potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los productos frente a los reactivos.
Al final de un proceso exotérmico la entalpía del sistema habrá disminuido (ΔH < 0) y los productos corresponderán a un estado de menor energía potencial (más estable) que los reactivos.
Puesto que el calor asociado con un determinado cambio químico depende de las condiciones bajo las cuales serealice éste, es preciso especificar las mencionadas condiciones. Dado que la mayor parte de las reacciones químicas se realizan en recipientes abiertos y a la presión constante de una atmósfera, el calor de reacción más usado es el calor de reacción a presión constante Qp. Puede demostrarse que si el sistema que reacciona es cerrado (es decir, no intercambia materia con el exterior) y realiza osufre a lo sumo un trabajo macroscópico de expansión o compresión por causa de la reacción (es decir, en las condiciones habituales del trabajo en el laboratorio), Qp coincide con la variación de la función termodinámica entalpía, ΔH, para la reacción en cuestión. Teniendo en cuenta que la entalpía es una función de estado y que, por tanto, su incremento sólo depende de los estados inicial y finaldel sistema, es fácil ver que el calor que interviene en un determinado proceso químico será el mismo tanto si la reacción se realiza en una sola etapa como si lo hace en varias (Ley de Hess).
El cambio de entalpía, ΔHA→B, para la reacción A → B
se puede calcular sumando los cambios de entalpía para una serie de pasos intermedios.
A → C → D → B
Así, ΔHA→B = ΔHA→C + ΔHC→D + ΔHD→B. Esteconcepto es sobre todo útil en el cálculo del cambio de entalpía para las reacciones que no son fáciles de observar o medir directamente.
Las funciones de estado termodinámicas asociadas a un determinado proceso químico suelen conocerse por el tipo de reacción; así se habla de entalpías o de energías libres de neutralización, combustión, disolución, etc. Las variaciones de las funciones termodinámicasde las reacciones químicas dependen de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas, líquido ó sólido) de los reactivos y productos. Para poder comparar las funciones termodinámicas de diferentes reacciones, es conveniente definir un conjunto de condiciones, llamadas estándar, en las que se tabulan la mayor parte de las entalpías. El estado estándar de una sustancia es en el que se...