Podéis consultar aquí el documento con el modelo de informe y las imágenes de la actividad que habéis realizado en el laboratorio. Os recuerdo la importancia de la elaboración del informe personal de la actividad práctica que os servirá para afianzar ideas y reflexionar sobre las tareas realizadas. Informes presentados.
Objetivo:
medir el cambio de temperatura que se produce en el proceso de disolución de una sal en agua para calcular la entalpía de éste proceso.
Material y procedimiento:
Calorímetro (vaso de porexpán o poliestireno expandido, es decir, un vaso de los de mantener el café caliente)
Vaso de precipitado, probeta, agua destilada, vidrio de reloj, cucharilla-espátula, balanza, termómetro digital o sonda termométrica, conexión USB para PC, software de adquisición de datos Loger Lite, KNO3, NH4NO3, NaOH y otras sales de las que dispongamos.
Medir con la probeta 100 mL de agua destilada y echarla en el calorímetro; anotar la temperatura inicial del agua o capturar datos con el software Loger Lite.
Medir con la balanza 5 g de sal y echarla con cuidado en el agua del calorimetro (vaso porexpán) agitando si es necesario hasta comprobar que está disuelta; anotar la temperatura final de la disolución; si se utiliza la captura de datos, finalizar una vez estabilizada la temperatura de la disolución.
Se recomienda realizar la experiencia al menos tres veces para cada sal a analizar.
Presentación con imágenes de la experiencia realizada
Resultados y cálculos:
Se pueden anotar los resultados en una tabla con ésta:
| Experiencia | T inicial (ºC) | T final (ºC) | ΔT (ºC) = ΔT (K) |
| 1 | |||
| 2 | |||
| 3 | |||
| valor medio | ———————- | ——————– |
Supondremos que toda la energía liberada (o absorbida) en el proceso de disolución se utiliza para calentar (o enfriar) la disolución sin que existan pérdidas al exterior. Supondremos que el calor específico de la disolución es el mismo que el calor específico del agua pura c=4180 J/K·kg
Calculamos el calor de cambio de temperatura mediante Qtemp =m·c·ΔT
El calor del proceso de disolución será Qdisol = – Qtemp ya que Qdis + Qtem =0 al hacer la experiencia en un vaso adiabático que no intercambia calor con el exterior.
Puesto que hemos realizado el proceso a Presión constante, el resultado será Qp = ΔH
El resultado obtenido es la entalpía del proceso de disolución de 5 g de sal en agua
Ahora podemos calcular la entalpía molar, es decir, la entalpía por cada 1 mol de sal
Este resultado se puede comparar con la entalpía de disolución de las sales utilizadas que se consultan en las tablas de datos termoquímicos y que son:
KNO3 ΔH=+34,9 kJ/mol
NH4NO3 ΔH=+25,7 kJ/mol
NaOH
CaCl2
Conclusiones:
Se comentan los resultados obtenidos y se proponen mejoras y nuevos problemas a resolver mediante otras experiencias.
Algunos resultados obtenidos y los cálculos correspondientes son:
| Experiencia | T inicial (ºC) | T final (ºC) | ΔT (ºC) = ΔT (K) |
| 1 | 17,7 ºC = 290,7 K | 15,1 ºC = 288,1 K | 15,1 – 17,7 = -2,6 ºC 288,1 – 290,7 = -2,6 K |
| 2 | 17,3 ºC = 290,3 K | 14,8 ºC = 287,8 K | 14,8 – 17,3 = -2,5 ºC 287,8 – 290,3 = -2,5 K |
| 3 | 17,9 ºC = 290,9 K | 15,0 ºC = 288,0 K | 15,0 – 17,9 = – 2,9 ºC 288,0 – 290,9 = -2,9 K |
| valor medio | ———————- | ——————– | ΔT = – 2,7 ºC ΔT = – 2,7 K |
El calor que desprende una sustancia al enfriarse se puede calcular por la expresión Q=m·c·ΔT
siendo m la masa de la sustancia que se ha enfriado (en nuestro caso la masa de la disolución)
m = 105 g = 0,105 kg
Qtemp = 0,105 kg · 4180 J/kg·K · (-2,7 K) = – 1185 J = -1,2 kJ es la energía que desprende nuestro sistema al bajar su temperatura en 2,7 K (2,7 ºC)
Suponiendo que no hay intercambios de calor con el exterior (Q=0, el vaso es un aislante perfecto) esta energía desprendida en el proceso de enfriamiento es igual a la energía absorbida en el proceso de disolución. Q= Qenfriamento + Qdisolución = (- 1,2 kJ) + (+ 1,2 kJ) = 0
En el proceso de disolución de la sal en agua se absorben 1,2 KJ (por cada 5 g de sal)
Q = +1,2 kJ
ΔHº = + 1,2 kJ (por cada 5 g de sal KNO3), es decir es un proceso endotérmico
Para calcula la entalpía expresada en kJ /mol hay que hacer el cálculo correspondiente
Ho =1,2 kJ5 g KNO3·101 g KNO31 mol=+24,2 kJmol
Error cometido: si el valor real es de 34,9 entonces hemos cometido un error de
error = 34,9 – 24,234,9·100 =31 %
es decir nos hemos equivocado en 31 unidades de cada 100
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