Calor De Combustión

Laboratorio de Físicoquímica I, Abril, 2016. Universidad Tecnológica de Pereira. ISSN 0122-1701

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Experimento 2: Calor de combustión Alexandra Ubaque Bedoya, Edgar Andrés Cardona Duque Escuela de Química, Universidad Tecnológica de Pereira, Pereira, Colombia [email protected], [email protected]

Resumen – Para la realización de la práctica se toma

la bomba calorimétrica y se llena con agua casi hasta el tope, realizando agitación constante por medio de un agitador magnético. Posteriormente se pesa aproximadamente 0.4 g de ácido benzoico a analizar y se coloca en la bomba calorimétrica. Se pesa y se une a un alambre de hierro, el cual se une a ambos electrodos teniendo contacto con la muestra. Se realizaron las conexiones respectivas a la pipa de oxígeno y se comenzó la combustión. Después por medio de un termómetro digital y un cronometro se midió el aumento de la temperatura de la combustión hasta que la temperatura permaneciera constante. Se procedió de igual manera para la muestra problema la cual era sacarosa.

I.

primera ley de la termodinámica se llega a una ecuación que permite cuantificar una de las incógnitas.[1] ΔHcomb – ΔnRT + QI + ΔEform VM + CvΔT = 0 II.

SECCIÓN EXPERIMENTAL

Para la realización de la práctica se toma la bomba calorimétrica y se llena con agua casi hasta el tope, realizando agitación constante por medio de un agitador magnético. Posteriormente se pesa aproximadamente 0.4 g de la muestra a analizar y se coloca en el crisol de la bomba calorimétrica. Se pesa y se une a un alambre de hierro a ambos electrodos teniendo contacto con la muestra. Se realizaron las conexiones respectivas a la pipa de oxígeno y se comenzó la combustión. Después por medio de un termómetro digital y un cronometro se midió el aumento de la temperatura de la combustión cada 15 segundos hasta que la temperatura permaneciera constante. Se procedió de esta manera para determinar la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica con el ácido benzoico y de igual manera para la muestra problema la cual era Sacarosa. Las reacciones de

combustión son: C6H5CO2H(S) + 15/2 O2 (g)  7 CO2 (g) + 3 H2O (l)





I.

C12H22O11(S) + 12 O2 (g)  12 CO2 (g) + 11 H2O (l)

INTRODUCCIÓN

El calor de combustión se define como el calor liberado cunado un compuesto formado por C, H y O se quema en presencia de oxígeno O2 (g) para producir CO2 (g) y H2O (l), cuando la reacción es completa, es decir, en presencia de un exceso de oxígeno. Cuando se desea medir experimentalmente el ΔHcomb, el procedimiento es sencillo y se obtienen resultados muy precisos cuando la reacción se lleva a cabo adiabáticamente. Por lo general, la combustión se efectúa en una cámara aislada que transmite el calor liberado a una camisa adiabática, considerando por aparte cada uno de los agentes absorbentes de calor (bomba calorimétrica, agua y productos de combustión) y los liberadores de calor (reacción de combustión e ignición de alambre fusible); luego aplicando la

Figura 1. Bomba calorimétrica.

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Después de haber hecho el montaje se procedió a verificar la hermeticidad del sistema, posteriormente se abrió la llave de la bomba calorimétrica y la de la pipa de oxígeno, para que se llenara la cámara y así poderse hacer la combustión, se cerró de manera lenta la llave de la bomba y luego la de la pipa. Se encendió la fuente de energía para generar una chispa y que pudiera suceder la combustión. Una vez encendida la fuente se comenzó a tomar el tiempo y a medir la temperatura. III.

DATOS OBTENIDOS

Acido benzoico

Sacarosa

Masa compuesto (g)

0.4313

0.4205

Masa alambre (g)

0.0319

0.0327

Tabla 2. Masa utilizada de los compuestos y de los trozos de alambre.

IV.

TRATAMIENTO DE DATOS 

En la siguiente tabla se encuentran consignados los datos obtenidos para el ácido benzoico y para la sacarosa. Ácido benzoico Sacarosa (0.4313 g) (0.4205 g) Tiempo (s) T (oC) T (oC) 0 21.7 0 23.3 25 21.8 45 23.4 39 21.9 50 23.5 45 22 55 23.6 62 22.1 64 23.7 75 22.1 72 23.8 97 22.3 85 23.9 120 22.4 95 24.0 145 22.5 109 24.1 181 22.6 122 24.2 198 22.7 140 24.3 210 22.8 174 24.4 240 23 230 24.5 Tabla 1. Cambio de la temperatura con respecto al tiempo para los dos ensayos.

Para calcular la capacidad calorífica del calorímetro se tiene la siguiente ecuación: [2]

Tiempo (s)

Temperatura °C

23,5

Capacidad calorífica.

𝑪𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓𝒊𝒎 =

(𝒒𝑨𝑩 ∗ 𝒎𝑨𝑩 ) + (𝒒𝑭𝒆 ∗ 𝒎𝑭𝒆 ) ∆𝑻

Donde: Ccalorim. = Capacidad calorífica del calorímetro (J/K) 𝒒𝑨𝑩 = Calor de combustión del ácido Benzoico (26435.8 J/g) 𝒎𝑨𝑩 = Masa del ácido Benzoico (g) 𝒒𝑭𝒆 = Calor de combustión del hierro (5858 J/g) ∆𝑻= Cambio de temperatura en el calorímetro (K) 𝒎𝑭𝒆 =Masa del alambre. (g) Con los datos de las tablas 1 y 2 se procede a hacer el cálculo, el ∆𝑻 es la diferencia entre la primera temperatura medida y la final en K: (295.6 - 294.7) = 0.9 𝐶𝑐𝑎𝑙 =

23

(26435.8 J/g ∗ 0.4313𝑔) + (5858𝐽/𝑔 ∗ 0.0319𝑔) (1.3)𝐾

22,5

𝐶𝑐𝑎𝑙 = 8914.33 𝐽/𝐾

22



Calores de combustión

21,5 0

100

200

300

Tiempo (s)

Para calcular el calor de combustión de la muestra en este caso de la sacarosa se tiene la siguiente ecuación:

𝑄𝑐𝑜𝑚𝑏 = 𝐶𝑐𝑎𝑙 ∗ ∆𝑇

Grafica 1. Temperatura vs tiempo para el ácido benzoico.

𝑄𝑐𝑜𝑚𝑏 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = (𝑄 𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎 ∗ 𝑚 𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎) + (𝑄𝐹𝑒 ∗ 𝑚𝐹𝑒)

Temperatura °C

25

Despejando Qmuestra de la ecuación se obtiene:

24,5 24

𝑄𝑀𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎 =

23,5

(𝐶𝑐𝑎𝑙 ∗ ∆𝑇) − (𝑞𝐹𝑒 ∗ 𝑚𝐹𝑒 ) 𝑀𝑀𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎

Entonces para la sacarosa:

23 0

50

100

150

200

Tiempo (s) Grafica 2. Temperatura vs tiempo para la sacarosa.

250

𝑄𝑆𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑎 =

(8914.33 𝐽/𝐾 ∗ 1.2𝐾) − (5858𝐽/𝑔 ∗ 0.0327𝑔) 0.4208 𝑔

𝑄𝑆𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑎 = 24965.87 𝐽/𝑔

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

Cambio de la energía interna del proceso

∆𝑼 = 𝑸 − 𝑷∆𝑽 Como el proceso fue llevado a volumen constante, por tanto el calor de reacción es igual al aumento de la energía.

3

porque no hubo una combustión completa, ya sea porque el sistema no estaba hermético y había fuga de oxigeno o porque no se bombeo suficiente oxígeno para la combustión. VI.

CONCLUSIONES



∆𝑼 = 𝑸𝒗 ∆𝑼𝑺𝒂𝒄𝒂𝒓𝒐𝒔𝒂 = 𝟐𝟒𝟗𝟔𝟓. 𝟖𝟕



𝑱 𝒈



Cambio de entalpía de formación estándar de la muestra.

Para la sacarosa: C12H22O11 (s) + 12O2 (g)  12CO2 (g) + 12H2O (l) ∆Hf= [12(-393,5) + 11(-285,5)] – [-2221,2]= -5641,3kJ/mol 

Cambio de entalpía de combustion

Para la determinación de la capacidad calorífica del sistema, es necesario llevarlo a cabo con el mínimo de errores, ya que este valor me va a determinar la exactitud de los resultados. En el proceso de combustión de un compuesto, el desprendimiento de calor se realiza de manera diferente de acuerdo a sus características físicas y químicas. Es una magnitud que permite caracterizar cuantitativamente el desprendimiento de calor de las sustancias durante la combustión, es denominado calor de combustión.

∆𝑯 = ∆𝑼 + ∆𝒏𝑹∆𝑻 Donde: RECOMENDACIONES ∆𝑯 = Cambio de entalpía de combustión (J/mol) ∆𝑼= Cambio de energía interna del proceso (J/g) ∆𝒏 = Cambio de moles en la reacción (nproductos - nreactivos) 𝑹 = Constante de los gases (8,314 KJ/mol K) ∆𝑻= Cambio de temperatura en el calorímetro (K) 24965.87 ∗ 10⁻3 𝑘𝐽 342𝑔 ∗ ∗ 1𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 8.134 𝑘𝐽 + (12 − 12 )𝑚𝑜𝑙 ∗ ∗ (1.2 𝐾) 𝑚𝑜𝑙 𝐾 = −8538.32 𝑘𝐽



Verificar la hermeticidad del sistema antes de realizar la combustión, para evitar pérdidas de oxígeno y a su vez generar una combustión incompleta. REFERENCIAS

∆𝑯𝒄 𝒔𝒂𝒄𝒂𝒓𝒐𝒔𝒂 =

Sabiendo que la entalpía de combustión de la sacarosa es - 5647,6 kJ [4], se procede a calcular el porcentaje de error: %𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = V.

| − 5647.6 − (−8538.32)| ∗ 100 = 51.13% | − 5647.6|

ANÁLISIS DE RESULTADOS

En esta práctica se encontró la capacidad calorífica del calorímetro adiabático a partir de la combustión del ácido benzoico y con el dato obtenido se calculó el calor de combustión y formación de la muestra problema (Sacarosa). Además al comparar los datos obtenidos con los teóricos, se encontró que la determinación experimental es muy alejada; esto pudo ser causado ____________________________

[1]. Ana Beatríz Peña Santamaría, Juan Martín Céspedes Galeano. “Físicoquímica, Manual de laboratorio”. Universidad de Medellín. Medellín. 2007 [2]. Alba M. Jorge Eliecer, Durán R. Melvin Aroldo, Valencia S. Hoover Albeiro. FÍSICOQUÍMICA APLICADA, Fundamentación experimental. Universidad Tecnológica de Pereira, Febrero de 2008. http://docs.engineeringtoolbox.com/documents/926/ water_pressure_boiling_temperature.pdf [3]. Ley de Hess y calor de combustión “Fisicoquímica” Castellan. [4]. http://www.spaindata.com/quimica/canarias/resuelto/ gcs06.pdf