miércoles, 18 de agosto de 2010

Lab. Calor Integral de la Solución (Fisicoquimica/agronomia/games)

CALOR INTEGRAL DE LA SOLUCIÓN














NEGRO VENDIDO
2010081806







Presentado al profesor:
CARLOS ALIRIO GÁMEZ UMBACÍA
















UNIVERSIDAD PEDAGÓGICA Y TECNOLÓGICA DE COLOMBIA
FACULTAD DE CIENCIAS AGROPECUARIAS
ESCUELA DE INGENIERÍA AGRONÓMICA
TUNJA
CALOR INTEGRAL DE LA SOLUCIÓN




Tanto el calor de solución como el calor de neutralización pueden medirse calorimétricamente.

El calor de solución, como ordinariamente se mide, es realmente la suma del calor de ionización ( si el soluto es electrolito) mas el calor real de solución.

La magnitud del calor d una sustancia depende de la concentración de la solución restante.


El proceso de mezcla de solución de soluto y solvente esta acompañado de un efecto térmico (absorción y desprendimiento de calor) que se denomina calor integral de la solución, y se define como le calor absorbido o desprendido cuando un mol de soluto se disuelve en una cantidad de solvente a temperatura y presión definidas, para dar una solución de concentración especifica.    

Sise disuelve un mol de soluto en 200 moles de agua obtenemos una solución de 0.5 moles por ciento, pero si se disuelve 1 mol de soluto en 400 moles de H2O la solución será 0.25 moles por ciento.


En lugar de solvente podría emplearse como tal, una gran cantidad de solución ( 0.5 molares ), de suerte que al agregarle 1 mol de soluto no se obtenga variación apreciable a la concentración inicial ; en este  caso la variación de calor apreciada constituye el calor diferencial de solución, el cual se define como le calor absorbido o desprendido cuando 1 mol de soluto se disuelve e una cantidad tal de solución sin que se observe o haya cambio apreciable en la concentración de solución.   


En este experimento interesa medir solamente el calor integral de solución de algunas sales preparando soluciones que obtengan 1 mol de soluto en 200 moles de H2O, concentraciones estas que se denominan diluciones de 200 y 400 respectivamente.





En la tabla N 1 podemos observar alguna s sales que podría emplearse y su calor integral.

Tabla N 1


Sal
Dilución
A 18 °C
Calor Dilución (Q) en k cal/mol
KNO3
200
-8.49
NH4Cl
200
-33.88
K Cl
200
-4.40
K l
200
-5.11
CuSO4 . 5H2O
400
-2.75
CuSO4
300
+15.81
Ba Cl . 2H2O
400
-4.93
ZnSO4 . 7H2O
400
-4.24
Mg2S2O3.7H2O
400
-33.80
Na2S2O3. 5H2O
400
-11.37
Zn SO4
400
+18.52


En los anteriores valores el signo negativo indica que durante el proceso de solución se presenta enfriamiento.






















PROCEDIMIENTO.



Este  experimento consiste en hacer una montaje de laboratorio de fisicoquímica donde empleamos un vaso de icopor mas conocido como frasco termo de boca ancha, el cual adaptamos de tal forma que sea para nosotros una especie da calorímetro además utilizamos un termómetro y un agitador , asimismo usamos agua y una sal disuelta como lo es NH4Cl.


Primero que todo realizamos el montaje similar al de la grafica N 2 resaltando que este en un proceso diabético; por lo tanto el  frasco termo de boca ancha es llenado de cierta cantidad colocando el termómetro y el agitador dentro de el frasco termo de boca ancha y el agua para que esta sal se disuelva y se pueda observar su comportamiento tomando así su temperatura en un intervalo de tiempo determinado anteriormente por el profesor.


Luego aseamos de forma meticulosa el frasco termo de boca ancha y los demás instrumentos para repetir la experiencia  tan solo que con una sal distinta KNO3 .



En este experimento la capacidad calorífica del sistema calorimétrico se determina colocando el calorímetro una cantidad dada de NH4Cl, y se observa la variación de la temperatura. Conocida la cantidad de NH4Cl disuelto, el calor absoluto en calorías y la variación (disminución) de temperatura, se logra calcular la capacidad calorífica del sistema calorimétrico empleado.   




CÁLCULOS.



En el tratamiento de los datos obtenidos asumimos que la capacidad calorífica de todas las soluciones es la misma, e incluiremos el  volumen da la solución como parte del sistema calorimétrico.


v     La capacidad clorifica, ( C ), del sistema esta dada por la expresión:

  C =   W1 X Q1
          M1 X ∆T1

Donde :

W = Peso de la sal.
Q1 = Valor de la tabla.
M1= Peso molecular .
∆T1 =El cambio de temperatura.

Sal : Cloruro de Amonio (NH4Cl)

Ø Moles de H2O

n = 250 grs
       18grs/ mol                                             
 
 = 13.8 moles.

1 mol Slto NH4Cl                200 mol H2O
                   X                    13.8 mol H2O     

                                 =0.069 moles de NH4Cl.

Ø      Masa molecular de NH4Cl.

53.5 grs/ mol X 0.069 mol.

 W = 3.71 grs NH4Cl 

ØEl cambio de temperatura.

∆T1 = 16.0 °C18.6 °C .

∆T1 =-26 ° C.
C =   W1 X Q1
        M1 X ∆T1

C = 3.7 grs x -33.8 Kcal / mol        
       53.55 grs7 mol x -2.6 °C                     

C =  0.900 Kcal.


vEl calor de la solución de la sal empleada se calcula mediante la ecuación siguiente.

Sal : Nitrato de potasio (KNO3)

Ø      KNO3                    W2 = 101.11 grs /mol x  0.069 moles
                             
                                        W2 = 7.01 grs.

Ø      ∆T2 = 17.2 °C18.6 °C

         ∆T2 = - 1.4 °C

Ø        Q2 = ∆T2 X C X M2
                          W2                                       
Donde:

Q2 = Calor de la solución buscado
W2 = Peso de la sal.
M2= Peso molecular .
∆T2 =La variación  de la temperatura.
C = capacidad calorífica del calorímetro.

           Q2 = - 1.4 °C x 0.900 Kcal x 101.11 gr/ mol
                                   7.01 grs.

           Q2 = - 18.17 Kcal / mol.

v     Hallar el porcentaje de error.

% de error = Valor teórico – valor experimental   x 100
                                Valor teórico

% de error = - 8. 49 – 18.17   x 100
                               - 8. 49

% de error = 3.76 %.
CONCLUSIONES.




ü      En este experimento la capacidad calorífica del sistema calorimétrico se determina colocando el calorímetro una cantidad dada de KNO3, y se observa la variación de la temperatura.

ü      Luego de determinar la cantidad de KNO3 disuelto, el calor absoluto en calorías y la variación de la temperatura, se logra calcular la capacidad calorífica del sistema calorimétrico empleado.

ü      Nuestro porcentaje de error en el experimento realizado puede haberse dado debido al reemplazo de el frasco-termo de boca ancha en lugar de vaso de Dewar.  

ü      También es probable que nuestro error se pudo haber sucedido debido a la falta de elementos con mayor precisión en el laboratorio de fisicoquímica que se nos ha asignado. 





BIBLIOGRAFÍA



ü      GÁMEZ UMBACÍA, Carlos Alirio, Guis de trabajo de laboratorio de fisicoquimica. Tunja

ü      GISPERT GENER Carlos, Enciclopedia Autodidáctica Océano Color, Ed. Océano Color, España , 1994. 

ü      AUBAD L. Aquilino, Hacia la Química , Ed Temis S.A., Bogota (Colombia), 1985.

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