Informe De Entalpia De Fusion Del Hielo 313r2f

UNIVERSIDAD DE CARTAGENA FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES ENTALPÍA DE FUSION DEL HIELO Lidys Paola Atencia Velasco. Mileidis Carmona. Yulena Tuiran Dávila.

RESUMEN La entalpía de fusión del hielo, ΔHf, Podemos determinarla midiendo cómo varía la temperatura de una mezcla de agua y hielo cuando éste se funde. Este procedimiento se denomina método de las mezclas y se utiliza para determinar el ΔHf, una vez conocida (K) el equivalente en agua del calorímetro, esta mezcla debe hacerse dentro de un calorímetro, el cual es, simplemente, un recipiente cerrado y térmicamente aislado con el exterior.

OBJETIVOS   

Determinar la entalpía de fusión del hielo utilizando el método de las mezclas. Determinar el equivalente en agua del calorímetro, k, para cuantificar su aporte al balance energético. reconocer el calor como una forma de energía.

INTRODUCCIÓN. La entalpía de fusión del hielo, Hf, (también denominada calor latente de fusión), se define como la cantidad de calor necesaria para pasar la unidad de masa de hielo del estado sólido al líquido a la temperatura de fusión del mismo. Si la presión bajo la cual se produce el cambio de fase se mantiene constante e igual a 1 atmósfera, la temperatura de fusión también se mantiene constante y es igual a 0ºC. Podemos determinar el calor latente de fusión midiendo cómo varía la temperatura de una mezcla de agua y hielo cuando éste se funde. Para evitar intercambios de calor con el medio, debemos hacer la mezcla dentro de un calorímetro, el cual es, simplemente, un recipiente cerrado y térmicamente aislado. MATERIALES   

Calorímetro, balanza analítica. Termómetro, vaso de precipitado. Hielo, agua y manta térmica.

PROCEDIMIENTO Y RESULTADOS. Determinación del equivalente en agua del calorímetro. 1) se Limpió y se secó cuidadosamente el calorímetro. 2) se pesó el calorímetro vacío con todos sus rios. La masa obtenida Mcal, fue de 576.7 g 3) se tomó una cantidad de agua en un beaker a temperatura ambiente: 26ºC y para esto se pesó el recipiente vacío y luego lleno para obtener la masa por diferencia de pesadas, la masa obtenida fue de 39.206 g 4) Se calentó el agua en el beaker hasta que la temperatura supero unos 10ºC la del ambiente. La temperatura obtenida fue de: 36ºC y su masa obtenida H2O[1] fue de: 36.005 g. Luego se vierte está en el calorímetro y se cierra. La masa de agua añadida, Ma, se obtiene por la ecuación:

Ma = M(cal + agua1) - Mcal .

1) En el calorímetro tenemos el agua que queda de la primera parte de la práctica. Se tomó 40.02112 g de hielo granizado

Donde M(cal + agua1) = 612.705

2) Se introduce el hielo en el calorímetro, se Ma= 36.005 g 5) Se agito el calorímetro y con ayuda de un termómetro se observó que la temperatura T1= 33 ºC era estable hasta este punto. 6) se tomó aparte otra cantidad de agua y se enfrió hasta unos 10ºC por debajo de la temperatura ambiente añadiendo un poco de hielo picado, cuando el hielo se derritió totalmente la temperatura T2 obtenida fue de: 14 ºC y la cantidad de agua H2O[2] fue de: 40.8627. Después la agregamos al calorímetro y se tapó. La masa de agua fría añadida, Mb, se obtiene pesando de nuevo el calorímetro con el agua caliente y fría. La masa total es ahora:

tapa y se observa atentamente la evolución de la temperatura del sistema (calorímetro más mezcla de hielo y agua), cada 30 segundos durante varios minutos, hasta que todo el hielo se haya fundido. Para comprobar que el hielo se ha fundido, no se debes destapar continuamente el calorímetro. Se anota esta temperatura, que denominaremos T'final. La cual nos dio 7 ºC.

3) Se mide la masa de hielo, MH, pesando una vez más el calorímetro con todo lo que contiene, y su masa M(cal + agua[1] + agua[2] + hielo fundido); Es entonces: MH = M(cal + agua1 + agua 2 + hielo fundido) – M(cal + agua1

M(cal + agua1+ agua2) = 653.57 g

+ agua2)

La masa de agua fría es entonces:

MH = 40.03

Mb = M(cal + agua1 + agua 2) – M(cal + agua1)

Atendiendo al principio de conservación de la energía. Este balance calorimétrico se expresa como:

Mb = 40.863 7) Se va agitando suavemente la mezcla de agua del calorímetro hasta observar la temperatura final de equilibrio de la mezcla, Tfinal = 27 ºC. Según el principio de conservación de la energía tenemos la ecuación:

c ( M a  K )(T1  T final )  c M b (T final  T2 )

/ / M c H f  M c c (T final  T fusión )  c(M b  K )(T3  T final )

2870.15=2588.04 Por tanto, la entalpía de fusión del hielo, o energía asociada al cambio de estado sólido a estado líquido del agua, ΔHf vendrá dada por:

H f 

/ c ( M 2  K )(T3  T final )

531.22 = 531.22 Por tanto podemos calcular el valor del equivalente en agua del calorímetro, K, a partir de la ecuación:

K

M b (T final  T2 ) (T1  T final )

Mc

/  c (T final  T fusión )

ΔHf= 653.57 – 576.7 + 52.532 (27-7) /40.03 ΔHf= 64.7 DISCUSIÓN DE RESULTADOS

 Ma

K = 40.863(27-14)/ (33-27) K = 52.532.

Determinación la entalpía de fusión del hielo.

En la práctica realizada se logró llegar a los objetivos planteados, como es de esperarse ya que es una práctica experimental hay un error existente por la propagación de los errores en las mediciones, además de que el sistema utilizado idealmente debió haber estado aislado para que no exista perdida de energía. Por otra parte para que una sustancia sufra un cambio de fase (sólida a líquida, líquida a

gaseosa o viceversa), la sustancia debe intercambiar calor con su entorno. No obstante, mientras ocurre el cambio de fase la temperatura de la sustancia permanece constante. La razón, en términos más o menos simples, es que el calor que se suministra a un sólido que se funde o a un líquido que se evapora, se invierte fundamentalmente en vencer las fuerzas atractivas que unen a las moléculas en el estado inicial. Al momento de calcular las masas de agua a diferentes temperaturas nos dimos cuenta que la cantidad de agua a temperatura ambiente de 26 ºC que fue de 39.206 disminuyo cuando esta se calentó a una temperatura de T 1 = 33 ºC, la masa de agua caliente es de 36.005 pero al enfriarla a una temperatura de T 2 = 14 ºC, la masa de agua fría fue de 40.863 aumento. También la temperatura del agua caliente T 1 > temperatura ambiente y la temperatura del agua fría T2
parece lógico tu obtenido para K?

resultado

experimental

Respuesta: El equivalente en agua y la masa del calorímetro se pueden relacionar mediante la ecuación:

K

M b (T final  T2 ) (T1  T final )

 Ma

De donde Ma = M (cal + agua1) - Mcal Por esto se sabe que el equivalente en agua y la masa del calorímetro no coinciden, ya que relacionando sus ecuaciones no se obtiene K = Mcal. 3) Por qué es preciso no tener hielo cuando se determina el equivalente en agua del calorímetro? (ver ec.14.5)

Cuestiones: 1) Analiza brevemente las posibles fuentes de error no incluidas en el cálculo de la incertidumbre de ΔHf. Respuesta: Cuestiones:

1) Analiza brevemente las posibles fuentes de error no incluidas en el cálculo de la incertidumbre de ΔHf. Respuesta:

2)Si el equivalente en agua del calorímetro es tal que K = 50 g, ¿significa esto que la masa del calorímetroes igual a 50 gramos?. ¿Te

Debemos saber que ningún experimento en el que se mide una cierta magnitud es absolutamente preciso, es decir, el resultado de la medida no coincide exactamente con el valor real de la magnitud. Si queremos utilizar el experimento para comprobar una teoría, es necesario estimar la desviación del valor medido con respecto al valor real. Por esto es preciso saber que existen errores sistemáticos que son debidos a defectos del método o del instrumento que dan lugar a una desviación de los resultados de las medidas siempre en el mismo sentido y errores accidentales los cuales son debidos a causas imposibles de controlar tales como p.e, cambios de temperatura, presión, vibraciones, etc, que alteran el resultado a veces por defecto y otras por exceso.

2) Si el equivalente en agua del calorímetro es tal que K = 50 g, ¿significa esto que la masa del calorímetro es igual a 50 gramos?. ¿Te parece lógico tu resultado experimental obtenido para K?

6) ¿Podría estar un trozo genérico de hielo a una temperatura inferior a la de fusión? Si hubiera sido así en nuestro experimento, ¿sería exacto el balance calorimétrico de la ecuación (4.8)?

Respuesta:

Respuesta:

El equivalente en agua y la masa del calorímetro se pueden relacionar mediante la ecuación:

K

M b (T final  T2 ) (T1  T final )

 Ma

De donde Ma = M (cal + agua1) - Mcal Por esto se sabe que el equivalente en agua y la masa del calorímetro no coinciden, ya que relacionando sus ecuaciones no se obtiene K = Mcal. 3) Por qué es preciso no tener hielo cuando se determina el equivalente en agua del calorímetro? (ver ec.14.5)

7) Usa las ecuaciones (4.1) y (4.2) para explicar por qué un cubito de hielo con una temperatura de –3ºC que se introduzca en una piscina de dimensiones olímpicas con agua a una temperatura de unos 23º apenas altera la temperatura de ésta. Respuesta: CONCLUSIÓN Al concluir este laboratorio se pudo estudiar experimentalmente dos propiedades de las sustancias que intervienen en los cambios de estado como lo son el calor específico y el calor latente.

Respuesta: Cuando en un calorímetro se coloca un líquido a temperatura constante de la suya el calorímetro absorbe (o cede) algo de calor, si hubiese hielo dentro del recipiente la cantidad de calor absorbida (o cedida) sería compartida por el calorímetro y el hielo, por lo que el resultado del equivalente en agua del calorímetro sería erróneo

También se trató de determinar la veracidad de la ley cero de la termodinámica al observar procesos de transferencia de calor. Pudo comprobarse que el calorímetro representa una herramienta importante a la hora de estudiar temperaturas y transferencias de calor y que trabaja muy eficientemente

4) ¿Por qué el hielo añadido ha de estar seco cuando se trata de determinar su entalpía de fusión según la ecuación (4.9)? Respuesta: El hielo debe estar seco porque sólo queremos contar la masa de hielo, sino estuviera seco estaríamos contando como hielo el agua. 5) ¿A qué temperatura crees que está el hielo granizado del experimento? Respuesta:

REFERENCIAS

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GILBERT CASTELLAN pág. Practica 4. Determinación de la entalpia de fusión del hielo.