Entalpía de la combustión

Industriales. Fisicoquímica. Capacidad calórica. Calor de neutralización. Efectos Químico térmicos. Energía. Reactivos

  • Enviado por: Maik
  • Idioma: castellano
  • País: México México
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OBJETIVOS:

  • Observar y comprender el funcionamiento de un calorímetro.

  • Comprender la importancia del conocimiento de la entalpía de combustión, en la industria.

  • Determinar el calor de combustión a volumen constante de sustancias sólidas, aplicando el método calorimétrico.

  • Determinar el calor de combustión a presión constante, mediante la corrección del calor de reacción a volumen constante.

RESUMEN:

Podemos decir que después de las dificultades que se nos presentaron al realizar el experimento desde que se amarró cuidadosamente la pastilla de material combustible con un alambre de longitud conocida en la bomba, así una vez bien cerrada la bomba se le puso oxigeno sin que existiera ninguna fuga, para que así lográramos determinar una temperatura de equilibrio, en donde nos dimos cuenta al abrir la bomba que la combustión de la pastilla fue completa formándose el ácido nítrico, que posteriormente seria titulado con la solución de carbonato de sodio.

  • Masa de la pastilla: 1 g

  • Longitud del alambre es de 11 cm

  • Temperatura inicial del agua: 19° C

  • Temperatura final del agua: 22 ° C

  • Volumen del Na2CO3 para titular el HNO3: 0.02 L

  • calculos obtenidos

    Cálculos Del Balance Térmico.

    • 'Entalpía de la Combustión'

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    Se obtuvo un por ciento de error de:

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    INTRODUCCIÓN

    Calorímetro

    Un calorímetro consiste, en esencia, en un recipiente aislado térmicamente y lleno de agua, en la cual se sumerge una cámara de reacción. En una reacción exotérmica, el calor generado se transmite al agua y la elevación de temperatura resultante en ésta se lee mediante un termómetro sumergido en ella. Cuando se trata de una reacción endotérmica, hay que medir la reducción de la temperatura en vez de su incremento.

    La termoquímica es una rama de la física química que trata de los cambios térmicos asociados a las transformaciones químicas y físicas. Su objetivo e la determinación de las cantidades de energía calorífica cedida o captada en los distintos procesos y el desarrollo de métodos de cálculo de dichos reajustes sin recurrir a la experimentación.

    Para estudiar los efectos químicos térmicos que acompañan a las reacciones químicas, la formulación de soluciones y los cambios físicos como la fusión o la evaporización. Los cambios fisicoquímicos se clasifican como:

    Endotérmicos: Acompañados por la absorción de calor.

    Exotérmicos: Acompañados por desprendimiento de calor.

    El calor de una reacción química depende de la condición en que se lleva a cabo el proceso.

    Existen dos condiciones particulares en que se desarrollan los procesos, en donde los calores de reacción son iguales a cambios en funciones termodinámicas.

    El primer proceso corresponde a un volumen constante, en donde ningún trabajo se realiza sobre el sistema, obteniéndose a partir de la Primera Ley de la Termodinámica.

    QV = E....................(1)

    Lo que significa que el calor de una reacción medido a volumen constante es exactamente igual al cambio de energía del sistema reaccionante.

    El segundo proceso corresponde a la presión constante, como los efectuados en sistema abiertos a la atmósfera, para los cuales:

    QP = H....................(2)

    Lo que significa que el calor de reacción medido a presión constante es igual al cambio de energía del sistema de reacción.

    Es necesario emplear datos obtenidos con bombas calorimétricas, en las cuales se obtiene el cambio de energía (E) y corregirla para calcular H.

    Esto se obtiene a partir de la definición de la entalpía (H).

    H = E + PV....................(3)

    H = E + (PV)....................(4)

    Entendiéndose por (PV) la diferencia entre los productos PV de productos reactivos.

    Como en reacciones a temperatura constante el (PV) depende del cambio de moles gaseosos entre productos y reactivos, se tiene:

    (PV) = nRT....................(5)

    obteniéndose así la reacción entre el cambio de entalpía y el de energía,

    H = E + nRT

    Donde n se toma como el número de moles de producto menos el de reactivos que se encuentran en estado gaseoso.

    Ya que E y H son funciones punto, el H ó el E para cualquier reacción química es indispensable de las posibles reacciones intermedias que puedan ocurrir.

    Este es el principio de G. H. Hess; y se conoce con el nombre de la Ley de Hess. La cual se enuncia de la siguiente forma:

    “El calor producido o absorbido en una reacción dada, debe ser independiente de la forma particular en que ocurre la reacción”

    Calor de formación

    Es el cambio térmico que implica la formación de 1 mol de una sustancia a partir de sus elementos. El calor de formación normal es el calor correspondiente al caso en que todas las sustancias que intervienen en la reacción tienen cada una actividad unitaria. La entalpía de cada uno de los elementos en su estado normal a 25 ºC es cero.

    Calor de combustión

    Es la cantidad de calor liberado por mol de una sustancia quemada. Los calores de combustión se pueden emplear directamente para calcular calores de formación de compuestos orgánicos. Si éstos compuestos contienen solo carbono, hidrogeno y oxigeno se necesita la información complementaria acerca del calor de formación del dióxido de carbono y del agua líquida.

    MATERIAL Y EQUIPO:

    • 1 Bomba calorimétrica tipo Parr completa

    • 1 Bureta de 25 mL montada en un soporte.

    • 1 Matraz Erlermeyer de 100 mL

    • 1 pipeta graduada de 1 mL

    • 1 Balanza electrónica.

    • 1 Espátula.

    • 1 Vidrio de reloj.

    • 1 Probeta de 500 mL

    • 10 a 12 cm de alambre fusible de níquel.

    SUSTANCIAS:

    • Naftaleno

    • Ácido benzoico

    • Agua destilada

    • Solución 0.0725 N de Na2CO3

    • Anaranjado de metilo.

    DESARROLLO

    'Entalpía de la Combustión'

    'Entalpía de la Combustión'

    CALCULOS Y RESULTADOS

    'Entalpía de la Combustión'

    ANÁLISIS DE RESULTADOS

    'Entalpía de la Combustión'

    A la hora de realizar los cálculos de la entalpía de combustión de los datos obtenidos y del error experimental podemos observar que el valor del porcentaje de error no es muy elevado pero aún así indica una variación dentro de los términos que estamos tratando. Podemos decir que el porcentaje de error se debió a las condiciones del ambiente así como a errores cometidos por nosotros, a la hora de hacer la pastilla, a la hora de limpiar el residuo de la pastilla y agregarle los 10 ml de agua, así como a la hora de la titulación, ya que agregamos algunos mililitros más, después de alcanzada la titulación.

    CONCLUSIÓN:

    El desarrollo de esta práctica ha traído como consecuencia la determinación de la capacidad calorífica de la sustancia que intervienen en la reacción, es decir el naftaleno.

    Mediante la aplicación de la técnica del calorímetro, que en esta ocasión ha sido construido previamente, y mediante la aplicación de energía eléctrica, se causa la combustión de la pastilla de naftaleno.

    Dicha combustión pretende darnos a conocer la temperatura a la cual se ha generado la combustión de manera que se conozca la temperatura a la cual se ha generado la combustión, para aplicando las formulas correspondientes poder conocer el calor de combustión de la reacción, cuando esta se ha realizado a volumen constante.

    Hecho lo anterior se procedió a realizar el ajuste necesario, mediante un proceso a presión constante, realizando una neutralización de un ácido, con la base que se genera de la reacción de combustión.

    De esta manera se han determinado el calor y la entalpía de combustión de la reacción que se ha efectuado, de esta manera, se han conocido las condiciones necesarias para determinar dichas condiciones, de tal manera que se logro un 6.92% de error respecto al valor teórico determinado mediante la Ley de Hess, y vimos que se cumplen las condiciones establecidas por dicha ley.

    Este proceso lo podemos observar en la industria de la fabricación del vidrio y los procesos de fundición de metales, en los que se utilizan hornos de fundición.

    CUESTIONARIO

  • Escriba las ecuaciones de las dos reacciones químicas de combustión llevadas a cabo.

  • 'Entalpía de la Combustión'

  • Determine la entalpía de combustión para cada una de las sustancias, expresando el resultado en kJ/mol?

  • El cálculo se encuentra en la parte de “cálculos y resultados”

  • ¿Qué establece la Ley de Hess?

  • El calor desprendido o absorbido en una reacción dada debe ser independiente de la manera particular en que se verifica.

  • Calcule el valor de 'Entalpía de la Combustión'
    teóricamente esperado, con la aplicación de la Ley de Hess para el naftaleno y para el ácido benzoico.

  • Tome los datos necesarios de la información que se le proporciona a continuación. .

    'Entalpía de la Combustión'

    'Entalpía de la Combustión'

  • ¿Cuál es el porcentaje de desviación entre el valor teórico y el valor obtenido experimentalmente para la entalpía de combustión 'Entalpía de la Combustión'
    en cada caso?

  • 'Entalpía de la Combustión'

    Existe una desviación del 6.92%.

  • ¿Qué importancia tiene desde un punto de vista industrial, el conocer la entalpía de combustión de un material inorgánico? Cita algunos ejemplos específicos.

  • Es importante de manera que se puede conocer la energía que se desprenderá de una reacción de combustión y así determinar la capacidad de determinados equipos. Esto se plica en procesos como lo es la fabricación del vidrio y los procesos de fundición de metales, en los que se utilizan hornos de fundición.

    BILIOGRAFÍA:

    • FUNDAMENTOS DE FISICOQUÍMICA

    Maron y Prutton

    Ed. Limusa

    3ª Edición

    México, 1972

    Págs. 143 - 145

    • FISICOQUÍMICA.

    Gilbert W. Castellan.

    Ed. Addison Wesley Longman PEARSON

    Segunda edición.

    Pags. 118, 119, 120, 127, 128 y 129

    • FISICO-QUIMICA

    Farrington Daniels y Robert A, Alberty.

    Ed. C.E.C.S.A.

    Pags. 150-175