INFORME Termoquímica y termodinámica

UNIVERSIDAD DE COSTA RICA
FACULTAD DE CIENCIAS
ESCUELA DE QUIMICA
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL I
QU-0101
I SEMESTRE 2014

VII INFORME DEL LABORATORIO



Experimento # 13: Termoquímica y termodinámica




28 de mayo de 2014


Experimento # 13: Termoquímica y termodinámica

Resumen:
El propósito de este ejercicio fue el de efectuar la medición de calor desprendido envarias reacciones que llevan a cabo en un calorímetro rudimentario, para así facilitar la familiarización con las mediciones de temperatura, el uso del calorímetro y el cálculo de ∆H(entalpía ó calor de reacción a presión constante qp) para algunas reacciones.
Introducción:
Sección Experimental:
El procedimiento del experimento de termoquímica y termodinámica está basado en el Manual de Laboratoriode Química General I. QU-0101. Escuela de Química, Universidad de Costa Rica, 2014, elaborado por M.Ev. Patricia Guzmán L.
Discusión de Resultados:
Los termómetros (A y B) utilizados en esta práctica al tomar la temperatura del agua antes de calentar, en la lectura del menisco de ambos termómetros dio el mismo valor de 26°C, y al hacer la medición de cuatro temperaturas diferentes, ambostermómetros coincidieron en las mediciones.
Cuadro N°1: Comparación de las lecturas de los termómetros.
Temperatura aproximada °C
Lectura en °C de termómetros

A
B
Temperatura ambiente (25)
26
26
30
30
30
40
48
48
60
60
60
80
80
80
Fuente: Basada en el manual de laboratorio química general I.
Al mezclar el agua a temperatura ambiente que se colocó en el vaso 1, con la del vaso 2que contiene agua a 40 °C, al combinar con el agitador ambos líquidos se volvió a tomar la temperatura la cual dio un valor de 39 °C, donde el vaso 1 gano 4°C y el contenido del vaso 2 perdió 1 °C. La primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea, ni se destruye, sino que se conserva. Entonces esta ley expresa que, cuando un sistema es sometido a un ciclo termodinámico, elcalor cedido por el sistema será igual al trabajo recibido por el mismo, y viceversa. (Brown, 1998: 691-692).
Cuadro N°2: Temperaturas iniciales y finales (°C)
Temperatura de 50,0 ml aguas vaso 1
35
Temperatura de 50,0 ml agua vaso 2
40
Temperatura mezclada
39
∆T para el vaso de agua N°1
4
∆ T para el vaso de agua N°2
-1
Fuente: Basada en el manual de laboratorio química general I.Cuadro N°3: Determinación de la capacidad calórica (°C)
Calor perdido por el agua del vaso No.2
50g*4,18J/g°C*1,0°C =209J
Calor ganado por el agua del vaso No.1
50g*4,18J/g°C*5,0°C =1045
Calor que se perdió en el calorímetro y en el proceso
209J-1045J=-836J
Capacidad calórica del calorímetro
836J/5°C =167,2 J/°C
Para la parte D se calculó el calor de neutralización del NaOH con H2SO4 dela siguiente manera:
Cuadro N°4: Calor de neutralización (J)
Calor ganado en el experimento
100g*4.18J/ g°C*8°C=3344J
Calor ganado por el calorímetro
167,2 J/°C*8°C=1337.5J
Calor de neutralización
3344-1337,5=2006,4J

Para la parte E se calculó el calor de neutralización del NaOH con HOAc de la siguiente manera:
Cuadro N°5: Calor de neutralización (J)
Calor ganado en el experimento102g*4.01J/ g°C*8°C=3272,16J
Calor ganado por el calorímetro
167,2 J/°C*8°C=1337.5J
Calor de neutralización
3272,16-1337,5=1934J
Para la parte F se calculó el calor de la reacción del zinc con el CuSO4 la siguiente manera
Qreac=(100g+3g)*4,01J/ g°C*3=1239J/°C
Debido a que esta reacción se llevó a cabo a volumen constante Qreac=∆H por lo tanto el cambio en la entalpia es de 1239J/ g°C.
Amedida que la reacción avanza, el zinc se disuelve, el color azul debido al Cu, se desvanece y se deposita cobre metálico (material oscuro)." Como el ZnSO4 no tiene color (es incoloro). Si al realizar la reacción se ve un poco celeste, es porque queda zinc CuSO4 sin reaccionar. (Brown, LeMay, ₰ Bursten, 2004).
Cuadro N°6: Determinación de la capacidad calórica (°C) de la disolución
Dato
Valor...