Fisicoquimica Termodinamica a5f6r

I.- RESUMEN: El objetivo del segundo informe del laboratorio de fisicoquímica es determinar el cambio térmico que acompaña a las reacciones químicas, determinar, el calor que produce una reacción de neutralización, comparar temperaturas de diferentes sustancias y verificar la capacidad calorífica de un sistema El método utilizado para la determinación del cambio térmico es el calorímetro La conclusión, se enfoca en que todos los cambios de estado físico y las aaareacciones químicas están acompañadas de una variación en la cantidad de aaaenergía interna.

II.- INTRODUCCIÓN Termoquímica estudia las conversiones del cambio de energía química a térmica, el calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Por lo cual, la termoquímica posee una utilidad muy amplia pues todas las reacciones químicas manifiestan una ganancia o pérdida de calor, que también puede manifestarse como trabajo. Por ello, visto desde una perspectiva industrial, con la termoquímica (la cual apoya en la primera LEY DE LA TERMODINÁMICA) se evalúan las entropías y entalpías, para analizar que reacciones son favorables para un determinado proceso químico y suministra el material necesario para el estudio termodinámico de los equilibrios químicos. También, con él se puede conocer el calor de combustión de un combustible, o en la medicina para conocer el poder calorífico de las grasas, azucares y proteínas, como constituyentes energéticos de los alimentos.

1

III. - MARCO TEÓRICO: Rama de la Química Física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transformaciones físicas o químicas. Su fin es determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como calor durante una transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos. a. SISTEMA Y ENTORNO  

Sistema: Parte del universo objeto de estudio. Entorno: Todo lo que hay alrededor del sistema.

Tipos de sistemas:   

- Aislado: No intercambia ni materia ni energía con el entorno. - Cerrado: Puede intercambiar energía pero no materia. - Abierto: Intercambia materia y energía.

Tipos de paredes que separan el sistema del entorno - Rígida o móvil - Permeable o impermeable al paso de materia - Adiabática o no adiabática (adiabática no conduce el calor). b) VARIABLES TERMODINÁMICAS Y FUNCIONES DE ESTADO 

Variables o propiedades termodinámicas: Son las magnitudes utilizadas para describir un sistema sin ambigüedad. Pueden ser extensivas o intensivas. - Extensivas: Su valor depende de la cantidad de materia (masa, volumen,…) - Intensivas: Su valor no depende de la cantidad de materia (temperatura, densidad, presión,.. ) 2

C) CALOR: Forma de transferencia de energía entre el sistema y su entorno debida a una diferencia de temperatura. m2xC2x(T2-Tf) = m1xC1x(Tf-T1) = Q C1 y C2 son los calores específicos del sistema T2> T1 T f: Temperatura de equilibrio D) TRABAJO: Forma de transferencia de energía entre el sistema y su entorno debida a una fuerza macroscópica que efectúa un desplazamiento. W=Fxd E) PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA “En cualquier proceso la energía puede transformarse pero nunca se crea ni se destruye”. U = Q + W U: Energía interna (función de estado) U = Uf – Ui - Reacción a Volumen constante: U = qV F) ENTALPÍA “El cambio en el contenido calorífico de un sistema que acompaña a un proceso a presión constante, QP, se define como el cambio de entalpía, H, del proceso” H = QP La relación existente entre H y U puede deducirse: U = Q + w U = Q - PV

A presión constante: Qp =U + PV H = Qp 3

H = U+ PV H = U + PV Puesto que P, V y U son funciones de estado, H también es una función de estado.

G) ECUACIÓN TERMOQUÍMICA La ecuación química ajustada con su valor de _H. Debe indicarse siempre el estado físico de las especies que reaccionan y de los productos, ya que los cambios de estado de una sustancia tienen lugar con intervención de calor. C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) +1.367 KJ C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) _H = -1.367 KJ/mol H) LEY DE HESS “Cuando una reacción puede expresarse como suma algebraica de otras dos o más reacciones, el calor de reacción global es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales” “El cambio de entalpia para una reacción es el mismo tanto si tiene lugar en una como en varias etapas” Permite calcular los calores de reacción de muchos procesos que no pueden medirse directamente. I) SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA: ENTALPÍA “En cualquier proceso espontáneo, el universo tiende hacia el estado de máximo desorden” “En cualquier proceso espontáneo, el desorden total del sistema y sus alrededores crece” ENTROPÍA: magnitud termodinámica que es una medida deldesorden. Es también una función de estado. Suniverso=Ssistema+ Sentorno > 0 En un proceso espontáneo la entropía del universo aumenta. Cuanto mayor sea el desorden de un sistema mayor será su entropía. * La entropía de cualquier sustancia aumenta a medida que la sustancia pasa de sólido a líquido y a gas, aumenta el desorden.

4

J) TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA: ENTALPÍA A 0°K la entropía de cualquier sustancia pura cristalina es nula. K) ENTROPÍA MOLECULAR ESTÁNDAR La entropía molar estándar, S0, es la entropía de la sustancia en su estado estándar, a P=1 atm y 25°C. Las unidades de entropía son J/Kmol. La variación de entropía estándar de una reacción se calcula fácilmente a partir de los valores de las entropías molares estándar por medio de la expresión. S°= nS°(productos) - mS°(reactantes) Variación de entropía del entorno:

S(entorno)= -

L) CALOR DE REACCIÓN El calor es la energía que un sistema intercambia con otro o con sus alrededores como consecuencia de un gradiente de temperatura. Este calor se puede medir directamente mediante el uso de un calorímetro; por lo tanto. Podemos medir la entalpía de una reacción haciendo que ésta se produzca en ele interior de un calorímetro y determinando el calor de esa reacción.

M) CALOR DE NEUTRALIZACIÓN Cuando un ácido reacción con una base, se libera una considerable cantidad de calor. Ya que la neutralización entre protones e iones 5

hidroxilo disueltos en agua, la medida del calor de neutralización corresponde a la entalpía de formación del H2O a partir de los iones H3O+ y OH-H3O+ + OH-  2H2O

Hneutralización

Por lo tanto el calor de neutralización se entiende como el calor generado cuando un ácido reacciona con una base para producir agua; el proceso de neutralización comprende únicamente la combinación del ión hidrogeno e hidroxilo para formar agua no ionizada. IV.- TABLA DE DATOS EXPERIMENTALES: Antes de realizar la experiencia debemos tener en cuenta lo siguiente:  Verificar el estado de los materiales a utilizar, si hubiera algún material en mal estado, notificarlo de inmediato a la profesora de turno.  Lavar y limpiar los materiales (frasco termo ,bureta, vasos,probetas de 100 y 250 ml ,pipetas).  Ordenar los materiales en relación a su uso. Tabla 1: Condiciones experimentales del laboratorio

Presión (mmHg)

Temperatura (°C)

Humedad %

756 mmHg

23°C

94%

relativa

Tabla 2: Datos experimentales Capacidad calorífica del calorímetro

6

Volumen de 150 ml agua helada T0 de agua 30 C helada (En la pera) Volumen agua fría

de 150 ml

T0 de agua fría (En el termo)

220 C

T0 de Equilibrio

15,80C

Tabla 3: Datos experimentales Determinación de calor de Neutralización entre soluciones de NaOH(ac)=0.2N y HCL(ac) = 0,8N

Masa de Biftalato de Potasio Volumen consumido

0.1709 g en la 3.3 mL

1era. titulación Normalidad corregida de

0.2536 N

Volumen consumido de

5 mL

Volumen consumido

en la 13.9 mL

2da. titulación Normalidad corregida de

0.7050 N

Volumen de

220,6343 mL

Volumen de

79,3657 mL 7

Temperatura de

23.8 °C

Temperatura de

25.5 °C

Temperatura de equilibrio

24 °C

V.- TABLAS DE DATOS TEORICOS:

Peso equivalente del biftalato de potasio Calor específico del

Normalidad del Normalidad del

https://es.wikipedia.org/wiki/Hidrogenoftalato_de_potasio https://www.ctr.com.mx/pdfcert/Biftalato%20de%20Potasio.pdf Guía de prácticas de laboratorio de fisicoquímica Datos obtenidos de las siguientes bibliografías. VI.- TABLA DE RESULTADOS:

RESULTADOS

Experimental

8

Capacidad calorífica de calorímetro

351.85 cal/°C

Capacidad calorífica del todo el sistema

201,85 cal/g.C

VII.- CÁLCULO:

Capacidad calorífica del sistema

a) Agua fría (termo) con agua helada (pera) : Hallando la capacidad calorífica del sistema, según



la fórmula:

Donde: Temperatura del agua en equilibrio

:

13.9 °C

Temperatura del agua fría

:

22 °C

Temperatura del agua helada

:

3 °C

Masa del agua helada

:

Calor específico del agua :

150 g

1 cal/g.C

Capacidad calorífica

9

Reemplazando los datos, se tiene:

150g (1 cal/gC)(13,9 –3) = C´ (22– 13,9) C’ = 201,85 cal/g.C 

Hallando la capacidad calorífica de todo el sistema incluyendo al agua helada estar dada por C:

Reemplazando los datos, se tiene: C = 201,85 cal/g.C + 150g (1cal/g.C) C = 351.85 cal/°C

Calor de neutralización

a) Determinación de la concentración exacta de la solución básica  Para hallar la concentración de la base Se gasto 3,3 mL de

,

en la titulación con 0.1709 de

biftalato

Reemplazando los datos se tiene:

10

0,1709 (204,22 g/mol)3,3x 10-3 NNaOH = 0,2536 N

La concentración exacta del ácido esta hallada en la tabla anterior (Tabla de neutralización)

b) Calculando los volúmenes de las soluciones de hidróxido y de acido necesarios para producir la neutralización, tales que sumados den

H

VNaO

+

.

l

VHC

=

300

mL…………………………..(1) …………………(2))

De la ecuación 2 y con los datos de normalidades resueltos anteriormente, tenemos:

VHCL

VHCL + N NaOH =V HCL X NHCL VHCL X NHCL= (300 – VHCL) X NaOH X (0,7050) = (300 –VHCL) X(0,2536) 0,9586 VHCL = 76,08 VHCL =79,3657 ml VNaOH =220 ,6343 ml  Calor de Neutralización:

11

T1 =

Promedio de las temperaturas del ácido y de la

base= T2 =

Temperatura de equilibrio =

n =

# de moles de ácido o de base que intervienen en

la reacción

Luego:

Q

=

6197.14

cal/mol

Q = 6.197 kcal/mol

Calculando el porcentaje de Error a) Porcentaje de error respecto al calor de neutralización

%E=

Q N teórico  Q N exp erimental x 100 Q N teórico

12

b) Porcentaje de error respecto al HCl

%E=

N HCl teórico  N HCl exp erimental N HCl teórico

x 100

c) Porcentaje de error respecto al NaOH

%E=

N NaOH teórico  N NaOH exp erimental N NaOH teórico

x 100

VIII.- DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

IX.- CONCLUSIONES:

X.- BIBLIOGRAFÍA

XI.- CUESTIONARIO:

13