PRACTICA 2:
Determinación de entalpia de Disolución
Objetivos:
• Determinar empiricamente la entalpia de disolucion de una sustancia soluble en agua.
• Comparar el resultado obtenido experimentalmente con los datos reportados en la literatura.
Pre-Lab (hacer en el cuaderno):
1)¿Qué es una disolucion?
2) Explique la diferencia entre un proceso endotermico y exotermico ¿Cómo será el ΔH en cada
caso?
3) ¿A qué se le llama entalpia de disolucion?
4) ¿Cuál es la capacidad Calorifica del calorimetro utilizado en la Practica No. 1?
Fundamento:
La disolución de una sal en agua implica dos procesos:
A) Desmoronamiento de la estructura sólida, para lo que se requiere una absorción de energía ya
que hay que vencer la unión iónica catión / anión.
B) Interacción de los iones con el disolvente (H2O) proceso normalmente exotérmico (para iones y
moléculas polares, en un disolvente polar como el agua)
Todo proceso de disolución lleva asociado un valor de energía (calor) que puede liberarse en el
proceso, ocasionando un aumento de la temperatura. También podría absorberse, en este caso
provocaría una disminución de la temperatura. Cuando la disolución tiene lugar en condiciones de
presión constantes, a esa energía absorbida o liberada, se le denomina calor de disolución o
entalpía de disolución.
Cuando un proceso químico absorbe calor, como en el caso de la disolución de una sal, se dice que
es "endotérmico" (ΔH positiva) y cuando se desprende calor se llama "exotérmico" (ΔH negativa)..
En esta práctica se determinaran calores de disolución de sustancias que produzcan cambios
exotérmicos y endotérmicos.
Reactivos:
Hidróxido de Sodio
Cloruro de Amonio
Materiales:
1 soporte universal
1 beaker de 250 mL
1 estufa con agitación
1 agitador magnético
2 termómetros calibrados
1 reloj o cronometro
1 calorímetro con tapadera
PROCEDIMIENTO:
1. Pesar el calorímetro (vaso de Duroport) vacío.
2. Agregar de 100 mL de agua destilada.
3. Armar el dispositivo de medición del calorímetro.
4. Pesar 3 gramos de Hidróxido de Sodio.
5. Registrar lecturas de temperatura cada minuto por 5 minutos
6. En el minuto 6 agregar lentamente la sal al interior del calorímetro y continuar agitando.
7. Retomar el registro de temperaturas en el minuto siete, minuto a minuto, hasta que obtener
tres lecturas repetidas.
8. Desarmar cuidadosamente el sistema.
9. Repetir el procedimiento con 3 gramos de Cloruro de Amonio
10. Realizar curvas de temperatura/tiempo para determinar el comportamiento de cada
experimento.
11. Determinar la entalpía o calor de disolución en cada caso.
12. Comparar el valor experimental con datos teóricos de entalpías de disolución.
Cálculos:
Q = mCeΔT
Qagua + QCalorimetro + QDisolución = 0
Sustituyendo:
magua(Ce)ΔT + CcΔT + QDisolución = 0
