Calorimetría Y Termoquímica

INFORME CALORIMETRÍA Y TERMOQUÍMICA
Objetivos: Los objetivos de este trabajo práctico son: El uso de un calorímetro adiabático, para el estudio los procesos químicos en los cuales se producen cambios térmicos. La aplicación de la Ley de Hess y los ciclos de Born Haber A. Determinación de la constante del calorímetro A.1.Esquema del ciclo termoquímico empleado:

A.2.Expresión matemática quepermite calcular la constante del calorímetro: m1 . Cp . (Tf – T1) + Ck . (Tf – T1) + m2 . Cp . (Tf – T2) = 0 A.3. Resultados experimentales: masa de agua en el calorímetro, m1 / g masa de agua agregada, m2 / g Temperatura del agua en el calorímetro, T1 / °C Temperatura del agua agregada, T2 / °C Temperatura final del sistema, Tf / °C Constante del calorímetro, Ck / J °C-1 1 2 A.4. Comentarios yconclusiones: 1ra. Deter-minación 50,196 ± 0,002 49,780 ± 0,002 44,560 ± 0,003 24,5± 0,1 34,880 ± 0,001 13,32±0,01 2da. Deter-minación 51,120 ± 0,002 49,560 ± 0,002 44,740 ± 0,003 24,5 ± 0,1 35,10 ± 0,004 14,12±0,01

3 En esta primera parte del trabajo práctico observamos el cambio de temperatura que se produjo al colocar agua a temperatura ambiente dentro de un calorímetro adiabático que conteníaagua a mayor temperatura (50º C). Por lo que pudimos calcular la constante del calorímetro (Ck); y al repetir este proceso una vez más, comparamos las constantes calculadas y observamos que sus valores no varían mucho uno respecto del otro.
B. Determinación del calor de fusión del hielo

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1 B.1. Esquema del ciclo termoquímico empleado:

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B.2. Expresión matemática que permite calcular elcalor de fusión del hielo:

m2 . ∆ HF + CK. . (T2 – T1) + m1 . CPH2O(l) . (T2 – T1) + m2 . CPH2O(l) . (T2 – 0º C) = 0 1 B.3. Resultados experimentales: 1ra. Determinación Constante del calorímetro, Ck / J °C 14,11± masa de agua inicial, mi / g 92,67± 0,01 masa de agua final, mf / g 106,34± 0,02 masa de hielo, mh / g 13,66± 0,02 ΔT = Tf –Ti (°C, interpolación en gráfico adjunto) 8,34± 0,02 -1ΔHf, hielo / kJ mol 3,96± -1 ΔHf, hielo / kJ mol (Tablas)* 6,008 *fuente bibliográfica: “Tablas de Química General e Inorgánica I”
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2da. Determinación 14,11± 97,97± 0,02 154,81± 0,02 56,84± 0,02 7,30± 0,02 8,87± 6,008

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B.4. Comentarios y conclusiones: Mediante el agregado de una pequeña cantidad de hielo en un calorímetro que contenía agua a temperatura ambiente observamos (mediante untermómetro preciso) que la temperatura total dentro del calorímetro disminuyó (el agua del calorímetro disminuyó su temperatura), es decir hasta que se fundió todo el hielo. Esto se debe a que el hielo para cambiar de estado absorbió energía del agua. Una vez fundido el hielo entra en estado líquido y se mezcla con el agua haciendo que la temperatura siga disminuyendo pero en menor magnitud hastala mezcla total. Con esto logramos verificar que la varición de entalpía de fusión de hielo (ΔHf) experimentalmente, y comparamos el valor obtenido con el de tablas.

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C. Verificación de la Ley de Hess • C.1. Disolución de NaOH (s) en agua C.1.1. Esquema del ciclo termoquímico empleado:

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C.1.2. Expresión matemática que permite calcular Q1:
∆ H1 + CK. . (T2 – T1) + (m1 +m2) .CpH2O(T2 – T1)= 0

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C.2. Disolución de NaOH (s) en HCl (aq) C.2.1. Esquema del ciclo termoquímico empleado:

C.2.2. Expresión matemática que permite calcular Q2:
∆ H2 + CK. . (T2 – T1) + (m1 +m2)ScNaCl . CpH2O(T2 – T1)= 0

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C.3. Neutralización de NaOH (aq) con HCl (aq) C.3.1. Esquema del ciclo empleado:

C.3.2. Expresión matemática que permite calcular Q3 :
∆ H3 + CK. . (T2 – T1) + (m1+m2)ScNaCl . CpH2O(T2 – T1)= 0

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C.4. Resultados experimentales:
C1 14,11± 1,06 ± 0,01 ------------------------------------100,00 ± 0,01 (0,026 ± 0,377) mol -0,908 ± -36,30 ± C2 14,11± 0,97± 0,01 100,00 ± 0,01 ------------------------------------(0,024 ± 0,412) mol -1,600 ± - 27,170 ± C3 14,11± ------------------50,00 ± 0,01 50,00 ± 0,01 ------------------(0,013 ± 0,800) mol...