Determinación del calor de disolución método calorimétrico

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PRÁCTICA 6: Determinación del calor de disolución método calorimétrico
Resumen
En esta práctica se tuvo como objetivo
principal determinar el calor de disolución
de dos sales (cloruro de amonio y cloruro
de sodio) mediante la implementación del
método calorimétrico. Por esta razón, se
realizó una disolución con 50 mL de agua
como disolvente. En el procedimiento 1, se
empleó 1 g de cloruro de amonio, mientras
que en el procedimiento 2 se emplearon
1,461 g de cloruro de sodio como solutos
(realizando los cálculos respectivos para
hallar esta cantidad). Los dos procesos
fueron realizados empleando el
calorímetro para poder tomar la
temperatura con mayor exactitud y evaluar
el calor de la disolución. Finalmente, se
realizó el análisis estadístico de los
resultados y se comparó el valor obtenido
con los encontrados en la literatura, de esta
forma, se obtuvo valores en el porcentaje
de error de 1,60 y 2,55 %, demostrando la
confiabilidad de los procedimientos
realizados. Se demostró que los dos
procedimientos fueron de tipo
endotérmico, debido a que la temperatura
final descendió.
Introducción
La entalpía es una magnitud de
termodinámica simbolizada con la letra H,
la variación de entalpía expresa una
medida de la cantidad de energía absorbida
o cedida por un sistema termodinámico, o,
lo que es lo mismo, la cantidad de energía
que tal sistema puede intercambiar con su
entorno. Usualmente la entalpía se mide,
dentro del Sistema Internacional de
Unidades, en julios ² (quimica.es/, n.d.)
La entalpía de disolución es el cambio de
calor o entalpía que se produce al disolver
una sustancia en un disolvente
manteniendo la presión constante. Se suele
expresar en kJ/mol a temperatura
constante. Es la diferencia de valores entre
la energía absorbida o energía
endotérmica, cuyo valor en kJ/mol es
positivo, y la energía liberada o energía
exotérmica, expresada en un valor positivo
en kJ/mol ¹ (ciudad univeritaria virtual,
2014)
Marco teórico
La entalpía de disolución de una sustancia
es la energía involucrada en el proceso de
disolución. El cambio de entalpía que se
observa al preparar una disolución puede
considerarse como la suma de dos
energías: la energía requerida para romper
determinados enlaces(soluto-soluto y
disolvente- disolvente) y la energía
liberada para la formación de enlaces
nuevos (soluto disolvente). El valor de la
entalpía de disolución depende de la
concentración de la disolución final
El proceso de disolución puede verse,
termodinámicamente, como si consistiera
en tres etapas:
● Ruptura de las atracciones
soluto-soluto (endotérmica), por
ejemplo la energía reticular en el
caso de las sales.
● Ruptura de las atracciones
solvente-solvente (endotérmica),
por ejemplo el enlace de hidrógeno
en el agua.
● Formación de atracciones
solvente-soluto (exotérmica), en la
solvatación.³ (Laboratorio de
Ciencia Básica II Ingeniería
Química FES Zaragoza, n.d.)
Resultados
Para hallar la capacidad calorífica del
calorímetro se utilizaron los valores
determinados en la práctica anterior como
se muestra a continuación.
Procedimiento 1
𝑀
𝑓𝑟í𝑎
200,103 g
𝑇
𝑓𝑟í𝑎
292,15 k19
𝑀
𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 
198,148 g
𝑇
𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒
323,15 k50
𝑇
𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜
307,15 k 34
● Capacidad calorífica del
calorímetro [ ]𝐶
𝑘
𝐶
𝑘
= 𝑀
2
𝑐
(𝑇−𝑇
2
)
(𝑇
1
−𝑇) − 𝑀1𝑐
𝐶
𝑘
 : 𝐶𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑓𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
𝑀
2
: 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 
𝑀
1
: 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑓𝑟í𝑎 
𝑇
2
: 𝑇𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 
𝑇
1
: 𝑇𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑓𝑟í𝑎 
𝑇: 𝑇𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑒𝑛 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 
𝑐: 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐í𝑓𝑖𝑐𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎: 1, 0 𝑐𝑎𝑙/𝑔 °𝐶 
𝐶
𝑘
= (198, 148 𝑔)(1, 0 𝑐𝑎𝑙/𝑔 °𝐶) *
(34 °𝐶−50°𝐶)
(19°𝐶−34°𝐶) − (200, 103 𝑔 * 1, 0 𝑐𝑎𝑙/𝑔 °𝐶
𝐶
𝑘
= (198, 148𝑐𝑎𝑙/°𝐶)(1, 066°𝐶)
− (200, 103𝑐𝑎𝑙/°𝐶) 
𝐶
𝑘
= 11, 123 𝑐𝑎𝑙/°𝐶 𝐶
𝑘
= 0, 17 𝐽/𝑘 
Procedimiento 1 (cloruro de amonio
)𝑁𝐻
4
𝐶𝑙
1 2 3
𝑚
𝑎𝑔𝑢𝑎 
48,283 g 48,542 g 48,847 g
𝑚 1,003 g 1,010 g 0,997 g
𝑇
1
291,15 k 291,15 k 291,15 k
𝑇
2
290,15 k 290,15 k 290,15 k
Media 290,15
Desv.
estándar
0
D.
estándar
media
0
Varianza 0
Tabla 1. Valores obtenidos en el proceso
con el cloruro de amonio
● Calor de disolución:
∆𝐻
𝑑
=
𝐶*𝑀(𝑇
2
−𝑇
1
)
𝑚
∆𝐻
𝑑
= 0,17 𝐽/𝐾*53,491 𝑔/𝑚𝑜𝑙*(290,15𝑘−291,15𝑘)1,003 𝑔 =
∆𝐻
𝑑
= − 9, 066 𝐽
● Porcentaje de error
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 𝑒𝑥𝑝−𝑡𝑒𝑜𝑡𝑒𝑜
|| || * 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = (−9,066 𝐽)−(15 𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙)(15 𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙)
|| || * 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 1, 6044 %
Procedimiento 2 (cloruro de sodio )𝑁𝑎𝐶𝑙
Cálculos para conocer el peso de la sal al
obtener una solución con concentración de
0,5 M con un volumen de solvente (agua)
de 50 .𝑐𝑚3
0, 5 𝑚𝑜𝑙𝐿 *
58,44 𝑔
1 𝑚𝑜𝑙 = 29, 22 𝑔/𝐿
29, 22 𝑔𝐿 * 0, 05 𝐿 = 1, 461 𝑔
1 2 3
𝑚
𝑎𝑔𝑢𝑎 
48,486
6 g
49,231
g
49,174 g
𝑚 1,459 g 1,467 g 1,466 g
𝑇
1
293,15
k
292,15
k
293,15 k
𝑇
2
292,15
k
291,15
k
292,15 k
Media 291,65
Desv.
estándar
0,7071
D. estándar
media
0,4082
Varianza 0,25
Tabla 1. Valores obtenidos en el proceso
con el cloruro de sodio
● Calor de disolución:
∆𝐻
𝑑
=
𝐶*𝑀(𝑇
2
−𝑇
1
)
𝑚
∆𝐻
𝑑
= 0,17 𝐽/𝐾*58,44 𝑔/𝑚𝑜𝑙*(292,15𝑘−293,15𝑘)1,459 𝑔 =
∆𝐻
𝑑
= − 6, 809 𝐽
● Porcentaje de error
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 𝑒𝑥𝑝−𝑡𝑒𝑜𝑡𝑒𝑜
|| || * 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = (−6 𝐽)−(3,87 𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙)(3,87 𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙)
|| || * 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 2, 5504 %
Discusión de resultados
Al realizar los cálculos y hallar el calor de
las disoluciones se observa que, tanto en el
procedimiento 1 (cloruro de amonio
NH4Cl) como en el 2 (cloruro de sodio
NaCl), la temperatura desciende. Esto
ocurre porque el proceso químico que se
lleva a cabo involucra la absorción de
energía de su entorno en forma de calor. El
proceso que se da en las disoluciones
implica un cambio químico que absorbe
calor, siendo así una reacción endotérmica.
En estas reacciones la energía de los
productos es mayor a la de los reactivos,
por lo cual se da una variación positiva de
energía. Siendo así, se requiere de un
suministro continuo de energía para
obtener los productos de las reacciones
(Soto, 2016).
Mediante la aplicación de análisis
estadísticos a los resultados de los dos
procedimientos, se determinan los
porcentajes de error: 1,60 % para el
procedimiento 1 (cloruro de amonio
NH4Cl) y 2,55 % para el procedimiento 2
(cloruro de sodio NaCl). Estos porcentajes
demuestran que los datos son confiables y
los procedimientos se llevan a cabo de
forma adecuada.
Conclusiones
1. El calor de disolución es indispensable
en el estudio fisicoquímico de una
sustancia debido a que indica el cambio de
entalpía en la disolución de la misma en un
disolvente manteniendo la presión
constante.
2. Mediante la determinación del calor de
disolución de la sustancia se puede
evidenciar la clasificación de estos
procesos, determinando si es una reacción
endotérmica o exotérmica.
Bibliografía
● Ayres, G.H. (2003). Análisis
químico cuantitativo. México:
Oxford University Press.
[LibroPDF]
● ciudad univeritaria virtual. (2014).
Calor de disolución. Práctica
virtual. cuvsi. Retrieved April 19,
2023, from
https://www.cuvsi.com/2016/06/cal
or-de-disolucion-practica-virtual.ht
ml
● Laboratorio de Ciencia Básica II
Ingeniería Química FES Zaragoza.
(n.d.). Calor de Disolución |
Laboratorio de Ciencia Básica II
Ingeniería Química FES Zaragoza.
Laboratorio de Ciencia Básica II
Ingeniería Química FES Zaragoza.
Retrieved April 19, 2023, from
https://laboiqzamora.wordpress.co
m/calor-de-disolucion/
● quimica.es/. (n.d.). Entalpía.
quimica.es. Retrieved April 19,
2023, from
https://www.quimica.es/encicloped
ia/Entalp%C3%ADa.html
● Soto-Córdoba, S. (2016).
Reacciones Endotérmicas.
Recuperado de
http://ri.uaemex.mx/bitstream/hand
le/20.500.11799/79680/secme1022
_1.pdf?sequence=1
https://www.quimica.es/enciclopedia/Entalp%C3%ADa.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/Entalp%C3%ADa.htmlhttp://ri.uaemex.mx/bitstream/handle/20.500.11799/79680/secme1022_1.pdf?sequence=1
http://ri.uaemex.mx/bitstream/handle/20.500.11799/79680/secme1022_1.pdf?sequence=1
http://ri.uaemex.mx/bitstream/handle/20.500.11799/79680/secme1022_1.pdf?sequence=1