Alexander Krzyston .Calorimetría. Alexander J Krzyston .Calorimetría. Alex James Krzyston
Introducción: Alex Krzyston .Calorimetría. Alex J Krzyston .Calorimetría. Alexander James Krzyston
En este experimento, se trató de calcular el calor producido por las siguientes reacciones:
NORTHWESTERN UNIVERSITY .Calorimetría. EVANSTON .Calorimetría. BURR RIDGE
reacción de un ácido fuerte y base fuerte (HCl y NaOH), la reacción de un ácido débil y base fuerte (CH3COOH y NaOH), y la oxidación en reacciones de Fe3 + Sn2 + +. Hicimos uso de la calorimetría. Nuestro calorímetro fue dos vasos de plástico y una cubierta de plástico. En primer lugar, tuvimos que determinar la constante calorimétrica. Hicimos esto mediante la medición del cambio en la temperatura de agua fría cuando se añade a agua a temperatura ambiente en el calorímetro. Hemos multiplicado el volumen de agua fría (30 ml) por el cambio en la temperatura del agua fría y dividido por el cambio en la temperatura del agua a temperatura ambiente, después se resta el volumen de agua a temperatura ambiente (70 ml) y luego se multiplica por el calor específico de los agua. Una vez que tuvimos la constante colorimétrico que preformados las reacciones en el calorímetro. En cada reacción se midió el cambio en la temperatura. Al conocer el cambio en la temperatura de cada reacción se puede calcular el cambio de entalpía. Podemos hacer esto usando la ecuación Q = [CsrMr CscMc +] DT que la RSE es el calor específico de la solución y el señor es la masa de la CscMc solución y es la constante calorimétrica. La masa de la solución se puede obtener multiplicando por la densidad.
Procedimiento experimental:
El procedimiento fue el mismo que el que figura en el manual de laboratorio.
Análisis de datos:
Datos:
Cantidad de datos experimentales
Vbath 70,0 ml
Tbath 20.00 oC
Vcold 30,0 ml
Tcold 5,00 oC
Tfinal 15.60 oC
T = Tbath - Tfinal 4,40 oC
CscMc 9,5 J / K
El valor real del CscMc = 19 J / K
La reacción inicial T definitiva T DT
HCl + NaOH 19,20 22,70 oC oC 3,50 oC
CH3COOH + NaOH 19,00 21,65 oC oC 2,65 oC
Fe3 + + + Sn2 18,80 20,50 oC oC 1,70 oC
Determinación de la constante calorimétrico
Agua 70.0mL
30,0 ml de agua fría
(Seg) Tiempo de Temperatura (oC)
0 16.00
10 15,60
20 15,60
30 15,60
40 15,60
50 15,60
60 15,60
75 15,60
90 15,60
105 15,60
120 15,60
135 15,60
150 15,60
165 15,60
180 15,60
Tfinal = 15,60 oC
El calor de neutralización de HCl + NaOH
50.0mL de HCl 0,5 M
T = 19,20 oC
50.0mL de NaOH 0,5 M
T = 19.00 oC
(Seg) Tiempo de Temperatura (oC)
0 19.20
10 22,30
20 22,80
30 22,80
40 22,80
50 22,80
60 22,80
75 22,80
90 22,80
105 22,80
120 22,75
135 22,70
150 22,70
165 22,70
180 22,70
Tfinal = 22,70 oC
El calor de neutralización de CH3COOH + NaOH
50.0mL de CH3COOH 0,5 M
T = 19.00 oC
50.0mL de NaOH 0,5 M
T = 18,20 oC
(Seg) Tiempo de Temperatura (oC)
0 19.00
10 21,00
20 21,50
30 21,60
40 21,65
50 21,70
60 21,70
75 21,70
90 21,70
105 21,70
120 21,70
135 21,70
150 21,70
165 21,70
180 21,65
Tfinal = 21,65 oC
El calor de la reacción redox de Fe3 + + + Sn2
50.0mL de 0,44 M Fe3 +
T = 18,80 oC
50.0mL de 0,2 M SnCl2
T = 18,20 oC
(Seg) Tiempo de Temperatura (oC)
0 18.80
10 19,70
20 19,90
30 20,20
40 20,30
50 20,40
60 20,40
75 20,40
90 20,46
105 20,50
120 20,50
135 20,50
150 20,50
165 20,50
180 20,50
Tfinal = 20,50 oC
Cálculos:
Consulte la hoja adjunta
Discusión:
Fuentes de error en esta práctica se derivan del hecho de que estábamos usando un vaso de plástico con una tapa de plástico para nuestra calorímetro. Este es un equipo sofisticado y permite fácilmente la pérdida de calor que resulta en cambios de entalpía inferiores. La gran pérdida de calor del calorímetro explica por qué nuestro cálculo experimental de la constante calorimétrica era tan bajo. Otras fuentes de error surgen del hecho de que en cada reacción el termómetro no fue a la misma altura. Cuanto más cerca de la punta del termómetro es la superficie más cerca de la temperatura va a leer a temperatura ambiente y por lo tanto un cambio más pequeño en la temperatura. Era difícil mantener el termómetro de la superficie debido a que la copa era tan pequeño y si el termómetro se pone demasiado bajo sería golpear la barra de agitación. Otras fuentes de error surgen del hecho de que las reacciones pueden no se han llevado a cabo hasta su finalización durante los tres minutos en los que estábamos tomando la temperatura. Lo contrario también es posible, que la reacción se lleva a cabo rápidamente ya tres minutos era un tiempo demasiado largo para medir la temperatura y así la temperatura en realidad comenzó a caer de nuevo hasta la temperatura ambiente. (Creo que esto pudo haber sucedido en la neutralización de CH3COOH + NaOH ya que en los últimos 15 segundos la temperatura bajó de 21.70oC a 21.65oC) Ambos casos podrían resultar en un cambio de temperatura baja para la reacción y por lo tanto un cambio de entalpía inferior. Formas de mejorar este experimento sería utilizar un calorímetro más grande y utilizar una de verdad, no dos vasos de plástico. Si lo hace, reduciría al mínimo la pérdida de calor a la rodea y evitaría el problema del termómetro estar demasiado cerca de la superficie. Otra manera de mejorar el experimento es para llevar a cabo las reacciones en tanto una presión constante y calorímetro de temperatura constante con el fin de asegurar la precisión del cambio de entalpía
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