ObjetivosEl alumno:1.Conocerá el concepto sobre el cual se basa el funcionamiento de las compresas instantáneas “frías” o “calientes”.2.Determinará si la entalpia de disolución (∆H) en agua del cloruro de calcio (CaCl2), y del nitrato de amonio (NH4NO3) corresponden a procesos endotérmicos o exotérmicos.3.Cuantificará las variaciones de temperatura originadas por la disolución de diferentes cantidades de CaCl2 en determinada masa de agua.4.Cuantificará las variaciones de temperatura originadas por la disolución de diferentes cantidades de NH4NO3 en determinada masa de agua.

Introducción.Germain Henry Hess fue un químico ruso de origen suizo. Estudió medicina en la Universidad de Dorpat, en 1840 Hess enunció la “Ley de Hess”, que establece que en una reacción química la cantidad de calor producido es constante e independiente del número de etapas de reacción que tengan lugar, Germain Hess es considerado el fundador de la termoquímica. La termoquímica estudia los intercambios de energía que acompañan a las reacciones químicas. Un hecho experimental es que en toda reacción química hay una variación de energía, manifestada normalmente por la emisión o absorción de calor. Estos dos tipos de procesos se dividen en reacciones exotérmicas y endotérmicas.

ActividadEl primer paso del experimento fue armar el calorímetro con la observación de no introducir el termómetro muy abajo, posteriormente se vertió 100[g] de agua en el calorímetro y se introdujo el agitador magnético, después se midió la temperatura inicial del sistema y se registró. El paso siguiente fue pesar 1[g] de CaCl2 los cuales se vertieron en el calorímetro, esperamos un minuto aproximadamente para que el soluto se disolviera completamente gracias a la acción del agitador magnético, cabe mencionar que después de verter el CaCl2 el calorímetro se cerró rápidamente para evitar fluctuaciones en las mediciones. Después se repitió el mismo procedimiento 6 veces más con diferentes cantidades de CaCl2 como se muestra en la tabla.

[g] CaCl2

adicionados[g] CaCl2

totalesT. Inicial

[°C]T. Final

[°C)TΔ

[°C]0 0 24° C 24° C 0° C1 1 24° C 25° C 1° C2 3 24° C 29° C 5° C3 6 24° C 36° C 12° C4 10 24° C 45° C 21° C5 15 24° C 50° C 26° C6 21 24° C 63° C 39° C7 28 24° C 66° C 42° C

Al concluir con el CaCl2 se lavó el calorímetro junto con el termómetro y se repitió el procedimiento pero ésta vez utilizando NH4NO3, de igual forma se midió 1[g] de NH4NO3, se vertió en el calorímetro y se repitió el procedimiento 6 veces más con diferentes cantidades de soluto. Los resultados obtenidos se registraron en la siguiente tabla.

Graficas de cada soluto utilizado relación temperatura-masa.

El

soluto del cloruro de calcio tiene H negativo, puesto que la disoluciónΔ fue calentándose, lo que hacía que fuera un proceso exotérmico. En cambio el soluto del nitrato de aluminio tiene H positivo, debido a queΔ la disolución fue enfriándose, haciendo de esta un proceso endotérmico.

La cantidad de CaCl2 que debe agregarse a los 100 [g] de agua destilada para obtener en la mezcla final un incremento de temperatura de 56.7 [°C] se refleja en los siguientes cálculos.

La temperatura final de una mezcla que se preparó con 100 [g] de agua a una temperatura inicial igual a la de su experimento y 25 [g] de NH4NO3 se refleja en los siguientes cálculos.

ConclusionesDebido a que la temperatura aumentó en la reacción de agua y CaCl2

podemos asegurar que ésta reacción corresponde a un proceso exotérmico, puesto que, se liberó energía térmica, esto corresponde con el valor negativo de la entalpia obtenida de este compuesto. Por otro lado la reacción entre agua y NH4NO3 corresponde a un proceso endotérmico, lo que fue evidente al ver disminuir la temperatura en

17 de Marzo, 2015 Brigada 5 Profesora Ana Laura Pérez Martínez

Ramírez Jiménez Oswaldo AlbertoReyes Salazar Gilberto Alexis

Meza Rivera Renato AlejandroPérez Cortés Ángel Mauricio

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICODIVISIÓN DE CIENCIAS BÁSICAS

FACULTAD DE INGENIERÍALABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL GRUPO 8

Práctica N° 9TERMOQUÍMICA ENTALPIA DE UNA DISOLUCIÓN

[g] NH4NO3

adicionados[g] NH4NO3

totalesT. Inicial

[°C]T. Final

[°C)TΔ

[°C]0 0 24° C 24° C 01 1 24° C 24° C 02 3 24° C 23° C -13 6 24° C 21° C -34 10 24° C 19° C -55 15 24° C 17° C -76 21 24° C 14° C -107 28 24° C 11° C -13

el termómetro, lo que también se corroboró al obtener una entalpia con signo positivo.

Bibliografía1. Mortimer, C. E.; “Química”; Grupo Editorial Iberoamérica; México, 1983.2. Russell, J. B. y Larena, A; “Química”; Mc Graw-Hill; México, 1990.3. Chang, R; “Química”; Mc Graw-Hill; México, 1994.

17 de Marzo, 2015 Brigada 5 Profesora Ana Laura Pérez Martínez