Introducción a la Química - Termodinámica
Enviado por Stella • 19 de Noviembre de 2018 • 2.314 Palabras (10 Páginas) • 288 Visitas
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CpFe (cal/g ºC)
En teoría
0,11
En la práctica
0,12
En este experimento se pedía calcular el Cp del Hierro. Para esto se sumergió una tuerca en agua a ebullición durante un momento, se midió la temperatura, y se la sumergió de nuevo en agua, pero fría, dentro de un calorímetro. Se tomaron las temperaturas y las masas correspondientes, y a partir de la ecuación del Q intercambiado, se calculó el Cp del hierro. El resultado del cálculo en la práctica varió muy poco respecto al valor real.
Experiencia 5
5-a
Experimento (H2O+Q)
Globo
Calentar Erlenmeyer
Se inflá
Enfriar Erlenmeyer
Se desinflá
Reacción
Endotérmica
En esta experiencia se calentó agua dentro de un Erlenmeyer con un globo en su extremo.
5-b
Experimento (HCl+NaHCO3)
Globo
Al contacto de los 2 reactivos
Se inflá
Fin de la reacción
Deja de inflarse
Reacción
Exotérmica
En esta experiencia se mezclaron 2 reactivos en un Erlenmeyer con un globo en su extremo.
Experiencia 6
T. Inicial (ºC)
T. Final (ºC)
Masa (gr.)
Q Intercambiado (cal)
Q Mezcla
24,6
26,3
47,66
81
Q Reacción
-107,7
Calorímetro
24,6
26,3
26,7
Entalpía Molar de Reacción (∆H) (cal/mol)
-17,232
En esta experiencia se prepararon dos soluciones de 25 ml 0,25 M. a partir de HCl 5M y NaOH 5M. Las soluciones resultantes, de masa determinada, se mezclaron dentro de un calorímetro, y se notó un aumento de la temperatura durante la reacción. A partir de la ecuación del Q intercambiado, se calculó el Q de la reacción.
Análisis y Discusión:
La Termodinámica se encarga de estudiar la energía y sus transformaciones. La Termoquímica es una rama de la Termodinámica que también estudia las transformaciones de energía pero en reacciones químicas.
Cuando estudiamos propiedades termodinámicas, tenemos que definir la cantidad de materia a analizar como un sistema. Todo lo que se encuentra fuera del sistema es el entorno.
En el primer experimento definimos los tipos de sistemas que existen. Hay sistemas:
- Abiertos: Intercambian materia y calor con el entorno.
- Cerrados: Intercambian solo calor con el entorno.
- Aislados: No intercambian calor ni materia.
Para eso se calentó agua y se la volcó en un matraz c/ tapa, un Erlenmeyer y en un vaso precipitado dentro de un calorímetro.
En el primero, matraz c/ tapa, hubo intercambio de energía (calor) con el entorno, pero no de materia, por lo tanto es un Sistema Cerrado. En el segundo, Erlenmeyer, hubo un intercambio de energía y también de materia, por lo tanto es un Sistema Abierto. Y en el tercero, calorímetro, no hubo intercambio de energía ni de materia, por lo tanto es un Sistema Aislado.
Equilibro térmico: Es el estado en el que se igualan las temperaturas de dos masas que inicialmente tenían diferentes temperaturas.
La cantidad de calor (Q) que gana o pierde un cuerpo de masa (m) se puede calcular con la fórmula:
Q = m . Ce . ∆t
Q: cantidad de calor (que se gana o se pierde), expresada en calorías.
m: masa del cuerpo en estudio, expresada en gramos.
Ce: calor específico del cuerpo. Se expresa en cal / gr º C.
Δt: variación de temperatura (TF − T0).
Por ejemplo, en la primera parte del segundo experimento mezclamos 20 ml. de agua a temperatura ambiente (22,4ºC) con 80 ml. de agua caliente (72,3ºC) y dejamos reposar la mezcla hasta que alcanzó el equilibrio térmico (TF: 57,4ºC). Con la ecuación de Q pudimos calcular que el agua fría “ganó” 700 calorías y que el agua caliente “entregó” 1.192 calorías.
En la segunda parte del mismo experimento, realizamos la misma actividad pero cambiaron los volúmenes de agua a temperatura ambiente y caliente (50 ml. ambas), y también cambiaron las temperaturas (22,1ºC y 71,2ºC respectivamente) aunque sin intención. Dejamos que alcance su equilibrio térmico (TF: 42ºC) y calculamos que el agua fría adquirió 995 calorías y el agua caliente entregó 1460 calorías.
Estos ejercicios se realizaron en un calorímetro.
La cantidad de calor transferido entre un sistema y el entorno se mide en experimentos mediante la calorimetría. El calorímetro mide el cambio de temperatura del proceso, y depende de su capacidad calorífica, que es la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura en 1ºC. El calor específico es la capacidad calorífica de un gramo de una sustancia
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