Bryant Barrientos Castellanos 200810230 Químicos Laboratorio

Bryant Barrientos Castellanos
Job Fidel Alvizurez
Francisco Cuellar
200810230
200810250
200718331
Químicos
Laboratorio Físico-química I
RESUMEN
El calor de disolución se define como la cantidad de energía absorbida o liberada en los procesos de
disolución, entiéndase por procesos la interacción de iones con el disolvente y el desgastamiento de la
molécula con el solvente, estos fenómenos de interacción provocan que exista un cambio en la temperatura
de la disolución, según los datos obtenidos se obtuvo dos tipos de reacciones endotérmica (NH4Cl) y
exotérmica (NaOH).
MATERIALES Y MÉTODOS








Hidróxido de Sodio
Cloruro de Amonio
1 Soporte Universal
1 Beaker de 250ml
1 estufa con agitación
1 Agitador Magnético
Termometros
Calorimetro con Tapadera
Cuadro 2. Temperatura vs Tiempo NH4Cl.
Para determinar el calor de disolución de distintas
sales solubles se hizo 4 mediciones diferentes con
dos tipos de sales distintas, en nuestro caso
hidróxido sódico y cloruro de amonio, y se tomo la
temperatura cada minuto, con fines experimentales
se disolvió la cantidad necesaria de cada sal para
que el cambio de temperatura fuere significativo y
de fácil cuantificación por medio de la toma de la
temperatura.
RESULTADOS
Cuadro 1. Temperatura vs Tiempo NaOH
t
1) T(ºC)*
(minutos)
1
23
2
23
3
23
4
23
5
23
6
Mezcla
7
28
8
30
9
30
10
30
2) T(ºC)*
26
26
26
26
26
Mezcla
29
31
31
31
T (ºC)
promedio
24.50
24.50
24.50
24.50
24.50
Mezcla
28.50
30.50
30.50
30.50
*3,0gNaOH en 150,0gH2O; a temperatura ambiente de
23ºC
Datos obtenidos en el laboratorio de fisicoquímica,
edificio T-12, USAC
t
2)
T(ºC)
1) T(ºC)*
(minutos)
T(ºC)*
promedio
1
24
26
25.00
2
24
26
25.00
3
24
26
25.00
4
23
26
24.50
5
23
26
24.50
6
Mezcla
Mezcla
Mezcla
7
23
22
22.50
8
22
22
22.00
9
22
22
22.00
10
22
22
22.00
*1) 3,0gNH4Cl en 150,0gH2O y 2) 6,0gNH4Cl en
100,0gH2O; a temperatura ambiente de 23ºC
Datos obtenidos en el laboratorio de fisicoquímica,
edificio T-12, USAC
Gráfico 1. Calor de disolución del hidróxido
sódico en agua.
Datos obtenidos en el laboratorio de fisicoquímica,
edificio T-12, USAC
34
32
TºC (1º)
30
28
TºC (2º)
26
TºC
(promedio)
24
22
20
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Gráfico 2. Calor de disolución del cloruro de
amonio en agua.
Datos obtenidos en el laboratorio de fisicoquímica,
edificio T-12, USAC
30
29
28
27
26
25
24
23
22
21
20
Los calores combustión teóricos del hidróxido de
sodio y del cloruro de amonio son -44,51kJ/mol y
14,78kJ/mol respectivamente. (LIDE: 5-86)
El calor de disolución es fácilmente calculado
mediante la ecuación:
QH2O + Qcal = Qdisolución
TºC (1º)
TºC (2º)
TºC
(promedio)
(1)
En la práctica anterior se obtuvo la capacidad
calorífica del calorímetro (Ccal), 14cal/ºC, pero si no
se tuviese se puede consultar una tabla de valores
termodinámicos para el material del que está
hecho el calorímetro. Para comprender mejor la
ecuación (1) y la forma en que se han utilizado los
datos, conviene dar la misma con detalles:
mH2OCH2O(Tm-To) + Ccal(Tm-To) = Qdisolución
(2)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Cuando se disuelve hidróxido sódico en agua, se
libera energía en forma de calor y este intercambio
energético que se produce al realizar disolución del
compuesto con el agua se manifestó en forma y se
cuantifica por medio de la temperatura. De manera
similar la disolución de cloruro de amonio en agua
absorbe energía y se apreció, como se esperaba,
un descenso en la temperatura.
Todo proceso de disolución lleva asociado un valor
de energía liberado o absorbido (calor de
disolución, o en condiciones estándar entalpía),
ocasionando un aumento ó descenso en la
temperatura, lo cual es cuantificable.
Un proceso de disolución en el cual aumenta la
temperatura, como en la disolución de hidróxido
sódico
en
agua,
está
favorecido
termodinámicamente pues la forma disociada de la
sal es más estable. En el caso contrario, el disolver
cloruro de amonio en agua, que provoca un
descenso en la temperatura, indica que la
disociación de la sal produce especies menos
estables.
Cabe mencionar que en nuestro diario vivir se
aprecia la preferencia del hidróxido sódico de
permanecer disuelto en agua, puesto que el mismo
es higroscópico y las granallas que tienen contacto
con el aire se comienzan a rodear rápidamente de
moléculas de agua.
Donde To y Tm, son las temperaturas inicial y
máxima ó mínima respectivamente. De la ecuación
anterior se obtiene que el calor de disolución del
hidróxido de sodio para los procesos 1) y 2):
1) 700cal + 98cal = 798cal = 45kJ/mol
2) 700cal + 70cal = 770cal = 43kJ/mol
Promedio: 44kJ/mol
Sin embargo como existe un aumento de
temperatura en el medio, el calor de disolución es
-44kJ/mol.
De igual manera se utilizó la ecuación (1), para
calcular el calor de disolución del cloruro de
amonio para los procesos 1) y 2):
1) -150cal - 14cal = -164cal = -12kJ/mol
2) -400cal – 56cal = -456cal = -17 kJ/mol
Promedio: -15kJ/mol
Sin embargo como existe un descenso en la
temperatura en el medio, el calor de disolución es
de 15kJ/mol.
Al comparar los calores de disolución teóricos con
los obtenidos se aprecia que el experimento
llevado a cabo dio resultados que son congruentes
casi perfectamente con los datos teóricos, el
experimento dio resultados tan precisos debido a
que el sistema que se utilizó era cerrado.
CONCLUSIONES
1. El calor de disolución del hidróxido de sodio
es de -44kJ/mol a 23ºC.
2. El calor de disolución del cloruro de amonio
es de 15kJ/mol a 23ºC.
3. Los resultados obtenidos en esta práctica
son reproducibles en las condiciones
anteriormente expuestas.
4. La disolución de hidróxido de sodio está
favorecida termodinámicamente ya que los
iones en solución son menos energéticos
que la especie iónica.
5. La disolución de cloruro de amonio está
termodinámicamente desfavorecida, puesto
que requiere calor para llevarse a cabo.
RECOMENDACIONES
1. Tomar en cuenta el calor que puede
intercambiar
el
sistema
completo
(termómetro, vaso, agitador), por medio de
conocer sus constantes caloríficas.
BIBLIOGRAFÍA
1. LIDE D., CRC Handbook of Chemistry and
Physics, 87Ed, 2006-2007, CRC, 2388p.
2. ATKINS P., Physical Chemistry, 8Ed.,
2007, Oxford University