calor de combustion.docx

CURSO:

FISICOQUIMICA I

PROFESORA:

DIAZ GUTIERREZ, ALBERTINA

ALUMNOS:

CAJUSOL TARAZONA, ARTURO

CERNA ESPINOZA, MIGUEL ANGEL

LLERENA ARROYO, JORGE

G. H.:

92-G

2014-A

DETERMINACION DE LA ENTALPÍA DE COMBUSTION

I. 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 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:

La primera ley de la termodinámica, la ley de hess de suma-calor constante, entalpia de combustión, entalpia de formación y capacidad calorífica.

II. OBJETIVOS :

Determinar de forma experimental la capacidad calorífica de la bomba a partir de la combustión de ácido benzoico

Calcular la entalpia de formación del naftaleno a partir de la entalpia de combustión del ácido benzoico haciendo la ley de hess.

III. FUNDAMENTOTEÓRICO :

La bomba calorimétrica es usada completamente para quemar sustancias en un exceso de oxígeno. El calor de combustión del calorímetro en el que la bomba es sumergida, y los resultados en un aumento de la temperatura delta de T. la capacidad calorífica del sistema se determina primero mediante una cantidad definida de calor de combustión del ácido benzoico, la combustión del naftaleno se realiza posteriormente en el marco de las mismas condiciones

Laboratorio de fisicoquímica I Página 1


IV. MATERIALESYREACTIVOS :

Calorímetro de bomba Taza de ensayo para la bomba calorimétrica Tubo de presión con accesorios Calorímetro transparente Agitador magnético con calefacción Barra de agitador magnético Varilla de soporte Pinza de Angulo recto Pinza universal Medidor digital de temperatura Sonda de temperatura Fuente de alimentación universal Oxigeno cilindro de acero La válvula de oxigeno reduciendo Llave para cilindro de acero Balanza de precisión Capsulas para pesar Mortero con mano de mortero Prensas granuladoras para calorímetro Buque graduado con mango Frasco lavador Embudo Tijera recto Alambre de hierro El ácido benzoico El naftaleno



V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL :

Pulverizar la sustancia que se utilizara en un mortero Cortar un alambre de hierro aprox. 10 cm y pesar con precisión Colocar en las ranuras de guía de pellets de tal manera que se forme un bluque pequeño

En el medio para proporcionar un buen agarre en el sedimento prensa de la siguiente manera, clocar en posición vertical y poner la varilla pequeña de acero en el cilindro para cerrar el extremo inferior del pozo de sondeo. Llenar una porción de la sustancia en el orificio usando un embudo

Luego insertar la varilla grande desde arriba y comprimir la sustancia un poco Coloque la prensa reunida en un tornillo u aplique presión, entonces se forma un sedimento

solido a partir de la sustancia. Tener cuidado de no desprender el final del cable de encendido Presionar el sedimento fuera de la perforación con la varilla más larga Restar la masa de la plancha para obtener la masa de pastilla Ahora coloque la pastilla con los dos extremos de los conductores en los contactos de la tapa de

bomba calorimétrica. debe estar situado de manera que se puede quemar allí después de haberse quemado el cable de encendido.

Llene el recipiente con agua e inserte la bomba calorimétrica sellada y la temperatura de inmersión y pruebe de ella

Conecte las tomas de contacto de la bomba calorimétrica a la tensión de CA de la unidad de fuente de alimentación

Espere a que la temperatura de equilibrio que debe alcanzarse y lego comenzar la grabación de la curva



VI. CALCULOS :

Lo primero que vamos a calcular es la capacidad calorífica para ello utilizamos el ácido benzoico

Con esta fórmula podemos calcular la C

C=Q∆T

Pero primero hallamos el calor absorbido por el calorímetro

Q=−m.∆ HM

Ahora reemplazando en la ecuación obtenemos

- m = masa del ácido benzoico

- M= masa molar del ácido benzoico

- ΔH = entalpia molar de combustión del ácido benzoico

Para el primer procedimiento experimental

-0.2469 x(−3231.5kj)

122.12 =6.53338kj

Ahora calculamos con ese dato la capacidad calorífica del sistema

C=Q∆T

C=6.53338kj

1.8 = 3.6296kj

Para el segundo experimento experimental



-0.2426 x (−3231.5kj)

122.12 =6.4196kj

Ahora calculamos con ese dato la capacidad calorífica del sistema

C=Q∆T

C=6.4196kj

1.3 = 4.9381kj

Sacamos un promedio de las dos capacidades calorífica y obtenemos un promedio

La C promedio es 4.2838kj

Con los datos obtenidos ahora vamos a calcular el calor de combustión del naftaleno

C10H 8 + 12O2 --------------- 10CO2 + 4 H 2O

ΔHcomb = - MΔTCm

Reemplazando en la ecuación anterior obtenemos la entalpia de combustión del naftaleno

ΔHcomb= - 128x 2.4 x 4.2838kj

0.8723 = -1508.66kj/mol

ΔHcomb= - 128x 2.7 x 4.2838kj

0.6357 = -2328.899kj/mol



VII. CONCLUSIONES :

Se puede concluir que resulto mucho error por varias razones una de las cuales puede ser por una combustión incompleta y otra razón es por la pérdida de sustancia en la manipulación

Tomar el promedio de la C nos resultó un valor más apropiado para calcular la entalpia de combustión del naftaleno

La presencia de hollín nos confirma una combustión incompleta



VIII. RECOMENDACIONES :

Debemos realizar varias veces el experimento para minimizar los errores

Después de cada medición, liberar el exceso de oxigeno antes de abrir la bomba

Cuando hacemos las pastillas hacerlo con cuidado para que no se pierda

sustancia y no haya mucho error



IX. Bibliografía :

- I. N. Levine, “Fisicoquímica”, 4ª edición. Editorial McGraw Hill, 1996.

- “Handbook of Chemistry and Physics”, 77ª edición. CRC Press. 1996.



X. Anexo:

Ejercicio 1

-Calcula el calor de formación a presión constante del CH3–COOH (l) (ácido acético) si conoces que los calores de combustión del C (s), H2 (g) y CH3–COOH) (l) son respectivamente –393,13, –285,9 y –870,7 kJ/mol.

(1) C (s) + O2 (g) CO2 (g) DH = –393.13 kJ

(2) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) DH = –285,9 kJ

(3) CH3–COOH (l) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (l);

DH = –870,7 kJ

La reacción de formación:

2 C(s) + 2 H2 (g) + O2 (g) CH3–COOH (l) puede considerarse como: 2(1) + 2(2) – (3)

DH = 2(–393.13 kJ) + 2(–285,9 kJ) – (–870,7 kJ)

DHf = –487,36 kJ/mol

Ejercicios 2

-- Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se desprenden 296,8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno 560 kJ. Con estos datos determina la variación de entalpía que se produce en el proceso: 2 H2S (g) + SO2 (g) 2 H2O (l) + 3 S (s)

(1) S (s) + O2 (g) SO2 (g) DH = –296,9 kJ

(2) H2S (g) + 3/2 O2 (g) SO2 (g) + H2O (l) DH = –560 kJ

La reacción: 2 H2S (g) + SO2 (g) 2 H2O (l) + 3 S (s)

Puede considerarse como: 2(2) – 3(1)

Por lo que:

DH = 2(–560 kJ) – 3(–296,9 kJ) = –229,3 kJ



Ejercicio 3

Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes calores de reacción: C (s) + ½ O2 (g) CO (g); H = –110,4 kJ H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l); H = –285,5 kJ CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g); H = –283,0 kJHCOOH(l) + ½O2 (g) H2O(l) + CO2(g); H = –259,6 kJ

(1) C (s) + ½ O2 (g) CO (g) ; DH = –110,4 kJ(2) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ; DH = –285,5 kJ(3) CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g); H = –283,0 kJ(4) HCOOH(l) + ½ O2 (g) H2O(l) + CO2(g); H = –259,6 kJ

La reacción de formación: C(s) + H2 g) + O2 (g) HCOOH (l) puede considerarse como: (1) + (2) + (3) – (4)

DH = –110,4 kJ + (–285,5 kJ) + (–283,0 kJ) – (–259,6 kJ)


Ejercicio 4

Calcula el calor de formación a presión constante del metano (g) (CH4) a partir de los calores de combustión del C (s), H2 (g) y CH4 (g) cuyos valores son respectivamente -393,5, -285,9 y -890,4 kJ/mol

(1) C (s) + O2 (g) CO2 (g) DH = –393.5 kJ

(2) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) DH = –285,9 kJ

(3) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l); DH = –890,4 kJ

La reacción de formación: C(s) + 2 H2 (g) CH4 (g)puede considerarse como: (1) + 2(2) – (3)

DH = –393,5 kJ) + 2(–285,9 kJ) – (–890,4 kJ)


Ejercicio 5

-- Dadas las entalpías estándar de formación: Hof [CO (g)] = –110,5kJ; Ho

f [CO2 (g)] = –393,5 kJ. Hallar la entalpía de la siguiente reacción: CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)

H = S np·DHf (prod) – S nr·DHf (react)

DH = –393,5 kJ – (–110,5kJ) = –283 kJ


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