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CALOR de DISOLUCIÓN


                                                       Determinación del calor de disolución del Carbonato de Sodio

               INTRODUCCIÓN

        Desde el punto de vista de la ingeniería química resulta de gran importancia saber, que gran cantidad de las industrias  químicas utilizan ampliamente la transferencia de calor en sus procesos.  Pero si bien es cierto que la Termoquímica establece las bases teóricas del manejo del calor en las reacciones químicas, desde el punto de vista experimental, la calorimetría nos permite  cuantificar qué tanto calor como una forma de la energía absorbida o desprendida está presente en una reacción. Determinar esta energía presente en una reacción es posible bajo dos condiciones termodinámicas; ya sea a presión constante,  o a volumen constante.

Para determinar experimentalmente en un calorímetro, la energía absorbida o desprendida de una reacción como es el caso particular del calor de disolución del carbonato de sodio, es conveniente primeramente plantear una ecuación del balance general de calor en el sistema, es decir:

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       (1)

.

En esta ecuación es necesario distinguir, quién gana energía en el sistema y quién la cede. En el caso particular que nos plantea el proyecto experimental, la reacción de disolución, resulta de la forma:

                 A (s)  + B (ac)    AB (ac)  + Q disolución   (2)

.

notamos que al disolverse el compuesto "A" en el disolvente "B"; esta reacción de disolución es la parte del sistema que cede el calor, y por lo tanto  la ecuación (1) se transforma en:

              (3)

.

ahora, si analizamos "Qganado" éste debe corresponder a  la cantidad de calor que absorbe la parte del sistema calorímetro-agua contenida y además el soluto "A" que se agrega para realizar la reacción de disolución, por lo tanto tenemos que:

.

                                       (4)

Si el proceso se realiza a  "P = cte." entonces:

  (5)

               (6)

Aquí  definimos los valores de "m Cp ΔT" como "K", la constante del calorímetro, que es la cantidad de calor que absorbe el calorímetro por grado de temperatura. El término siguiente corresponde al calor que absorbe el soluto (Na2CO3) cuando a éste se le incrementa la temperatura desde la temperatura ambiente hasta una temperatura mayor (a la temperatura de la transición hidrato-sal anhidra, en este caso particular aproximadamente 35ºC). Por lo tanto la ecuación (4) se transforma en la ecuación (6), la cual nos permite plantear el balance de calor en el calorímetro, para la reacción de disolución del carbonato de sodio (A), y así determinar el calor de disolución.

OBJETIVO 

El objetivo principal que se pretende lograr en éste experimento es que el alumno determine de manera empírica la entalpía de disolución de una sustancia en un medio acuoso, así como el porcentaje de error del valor experimental.

Para ello se introducirá al alumno en el manejo e interpretación de la termodinámica denominada calorimetría y a través de ella familiarizar al estudiante con la determinación experimental de los cambios energéticos y la forma de cuantificarlos. Empleando para este fin un calorímetro construido por ellos mismos teniendo en consideración los mecanismos de transmisión del calor para su diseño y llevando a cabo la determinación de la constante del mismo así como; algunas reacciones sencillas que permitan al estudiante cuantificar los cambios de la entalpía de un sistema. 

 JUSTIFICACIÓN 

Este proyecto experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en la ciencia de la química, en la parte correspondiente a calorimetría, y para servir como un antecedente en las asignaturas de fisicoquímica, en lo referente a termoquímica y como una introducción a la de Balance de Calor. A la obtención de series de valores reales obtenidos experimentalmente para su aplicación en las ecuaciones del calor. De igual forma se pretende que el alumno sea capaz de utilizar las gráficas obtenidas y determinar  dicho fenómeno real empleado para tal fin.

                PROYECTO EXPERIMENTAL              

               Determinación del Calor de Disolución del carbonato de sodio, llevando primeramente el sistema  a un equilibrio térmico para posteriormente determinar la variación de la entalpía como consecuencia de la disolución de la sal en cuestión.

El diseño de experimento a realizar, considera, al menos, los siguientes puntos (ver también la sección "Cómo elaborar un Proyecto de Investigación", del portal):

  • Realice una introducción acerca del tópico de calorimetría, "Calor de disolución" y aplíquela al caso de estudio de este experimento.

  • Haga una breve exposición acerca de qué va a medir y como lo hará.

  • Infórmese de los detalles del arreglo experimental, explique la función de cada una de sus partes y presente un esquema detallado del armado de éste. Presente un listado del material que se requiere en la sesión experimental.

  • Calcule la preparación de las soluciones requeridas y explique como las preparará durante la sesión experimental.

  • Analice y discuta  la ecuación  para calcular el calor de disolución. ¿Por qué se utiliza esta?

  • Encuentre la información de los calores específicos de las especies que participan en la reacción.

  • Adelante el tratamiento y las ecuaciones que le permitirán desarrollar el análisis de datos.

DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIALES                                        REACTIVOS

Termómetro

Agua (H2O)

Vasos de precipitados

Carbonato de sodio Na2CO3

Soporte universal

 

Bureta

Pinzas para bureta

 

Placa de agitación y calentamiento

 

Embudos de tallo corto

 

METODOLOGÍA: 

- Armar el sistema

- Calentar el agua (75 mL.) para la disolución por encima de los 35ºC

- Agregar el agua al calorímetro.

- Agitar el agua para estabilizar térmicamente el sistema,  leer y anotar en espacios periódicos de tiempo las temperaturas. 

- Al momento de lograr la estabilidad térmica del sistema, determinar la temperatura ambiente y añadir rápidamente al calorímetro la muestra de sal, agitando el sistema y determinando las temperaturas en el calorímetro en lapsos específicos de tiempo.

- Determinar la temperatura  del sistema hasta lograr el equilibrio térmico, y graficar los datos, esta línea se determinará  con datos de temperatura de aproximadamente diez minutos.

 PRECAUCIONES

Varios son los factores que deben tomarse en consideración, entre las más importantes se encuentran los siguientes:

1.- Calibrar previamente el calorímetro para evitar los errores en la determinación de la entalpía de la disolución del carbonato de sodio.

2.- Cuando al agua fría se añade una sal anhidra, una parte considerable del sólido generalmente se deposita inmediatamente formando una masa muy dura de hidrato, que luego se disuelve muy lentamente. Para salvar esta dificultad y medir este calor de disolución en un calorímetro, la temperatura del agua deberá calentarse por encima de la temperatura de la transición hidrato-sal anhidra (en este caso particularmente aprox. 35ºC).

3.- En este experimento el carbonato de sodio debe utilizarse anhidro. El procedimiento para deshidratar el carbonato de sodio consiste en calentarlo a una temperatura de 150ºC por espacio de 30 minutos.

4.- Se propone determinar el calor de disolución del carbonato de sodio (Na2CO3), no confundir con el bicarbonato de sodio (NaHCO3)

REFERENCIAS 

“El ΔH de disolución del carbonato de sodio (Na2CO3)  resulta de -6.90 Kcal. / mol (1)

Bibliografía básica:

 
  1. Palmer, W. G. "Química Física Experimental". EUDEBA, Buenos Aires, 1966

  2. Burmistrova, O.A., "Prácticas de Química Física", Editorial MIR, Moscú

  3. R. Chang, "Química", McGraw-Hill. 4ª Edición. México, 1992, pp. 1052.

  4. T. L. Brown, H. E. Le Way y B. E. Bursten. "Química La ciencia central", 5ª. Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A., México, 1992, pp. 1159.

  5. Zarco, R. E. "Seguridad en laboratorios", Ed. Trillas, México, 1990, pp. 146.

  6. "The Merck Index", 8a. Stecher, P.G., Merck Co., Inc., Rahway, N.J., USA., 1968.

  7. J.W. Dawson, "Manual de Laboratorio de Química", Ed. Interamericana, México, 1980.

  8. George Hess, "Química General Experimental", Edit. CECSA, España, 1982.

  9. P. W. Atkins. "Química Moléculas, materia, cambio", Edit. Omega. Barcelona, 1998, pp. 910

  10. Langes Handbook, Pág. 9-25, Tabla 9 - 1.

Bibliografía complementaria :

 
  1. Fogler, H. S., Elements of Chemical Reaction Engineering , Prentice-Hall International Editions, 1992.

  2. Jesús Blanco-Ricardo Linarte , Catálisis. Fundamentos y aplicaciones industriales. Ed. Trillas 1976.

Web Bibliografía básica:

 
  1. La Seguridad en los Laboratorios de Prácticas, Universidad de Alcalá, 1995, Comisión de Seguridad y Salud Laboral

     http://www2.uah.es/edejesus/seguridad.htm

  1. Ley de Hess                                                                        http://www.educa.aragob.es/cprcalat/exhess.html

  2. Calorimetría                                 http://www.uned.es/094258/contenido/tecnicas/calorimetria/calorimetria.htm

 

 

 

 

 

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Última modificación:  19 de Abril de 2017