DEFINICIÓN de Termoquímica.

Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.

Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas.

Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.

Sistemas

Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio.

El resto se denomina entorno.

Pueden ser:

· Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno).

· Cerrados (no intercambia materia y sí energía).

· Aislados (no intercambia ni materia ni energía).

En las reacciones químicas:

SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas (reactivos y productos)

Variables de estado

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química)

Ejemplos:

· Presión.

· Temperatura.

· Volumen.

· Concentración

Funciones de estado

Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.

Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.

Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.

NO lo son: calor, trabajo.

Primer principio de la Termodinámica

ENERGÍA INTERNA (U): Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de vibración, etc, de todas las moléculas.

· Es imposible medirla.

· En cambio, sí se puede medir su variación.

Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa.

Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.

U es función de estado.

Ley de Hess.

"DH” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.

Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular DH de la reacción global combinando los DH de cada una de las reacciones.

Entalpía estándar de la reacción

Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M).

Se expresa como DH⁰ y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.

Entalpía estándar de FORMACIÓN (calor de formación).

Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar).

Se expresa como DH_f⁰. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre DH⁰ y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

Teoría aplicada a la práctica.

1.- Reacciones químicas acompañadas de absorción o desprendimiento de calor.

2.- Entalpías de neutralización de varias reacciones y compararlas.

3.- Ley de Hess

Material y reactivos.

Materiales

Calorímetro, termómetro, placa calefactora, probeta, vaso de precipitados.

Reactivos

Hidróxido de sodio 2M.

Ácido clorhídrico 2M.

Ácido acético 2M.

Amoniaco 2M

Cloruro de amonio

Método experimental.

Para medir el intercambio de calor que acompaña a una reacción química se emplea un recipiente cerrado y térmicamente aislado de los alrededores denominado calorímetro. Si la medida del calor se realiza a presión constante, el valor obtenido es la entalpía de reacción.

El calor liberado en los procesos que tengan lugar en este calorímetro en parte se invertirá en aumentar la temperatura de la mezcla de reacción y en parte será transferido al calorímetro. Con el fin de tener esto en cuenta y efectuar las correcciones pertinentes en las medidas, se debe estimar la cantidad de calor que el calorímetro absorbe en cada caso. Para ello calcularemos su "equivalente calorífico en agua".

1.- Cálculo del equivalente calorífico en agua del calorímetro.

Colocar en el calorímetro 80 mL de agua a temperatura ambiente T_l. Calentar en un vaso de precipitados otros 80 mL de agua hasta una temperatura T₂, veinte grados superior a la anterior, y añadirlos al calorímetro. Anotar el tiempo y agitar suavemente el calorímetro con movimientos circulares. Anotar la temperatura a intervalos de un minuto durante cinco minutos.

Representar gráficamente las temperaturas obtenidas frente al tiempo y extrapolar a tiempo cero para obtener la temperatura T_m.

Suponiendo que la densidad del agua es de un gramo por mililitro y su calor específico c_e=1 cal/g·K, se calcula el calor cedido por el agua caliente: q_cedido= m_caliente c_e (T₂-T_m)

de igual forma, se calcula el calor ganado por el agua fría: q_ganado= m_frío c_e (T_m-T₁)

La diferencia entre estas dos cantidades corresponde al calor ganado por el calorímetro:

q_calorímetro = q_{cedido (agua)} - q_{ganado (agua)}

Por último, el cociente entre ese valor y la variación de temperatura es el equivalente calorífico en agua del calorímetro: eq_c = q_calorímetro /(T_m-T₁)

V_{(agua fría}) = mL; T_{(agua fría)}= T₁ =	V_{(agua caliente)} = mL; T_{(agua caliente)}= T₂ =
T_{(1 minuto)}=	T_{(2 minuto)}=
T_{(3 minuto)}=	T_{(4 minuto)}=
T_{(5 minuto)}=	*T^_m**=
q_cedido= m_caliente c_e (T₂-*T_m**)=
q_ganado= m_frío c_e (*T_m**-T₁)=
q_calorímetro = q_{cedido (agua)} - q_{ganado (agua)}
eq_c = q_calorímetro /(*T_m**-T₁) =

* Temperatura determinada gráficamente

Dato: c_e = 1 cal/g·K

2.- Determinación de entalpías de neutralización.

En este apartado de la práctica se estudiará la entalpía de varias reacciones de neutralización (exotérmicas) haciendo uso de un calorímetro.

a) Reacción de neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte

Colocar en el calorímetro 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 2M a temperatura ambiente. Preparar un vaso a la misma temperatura con 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico 2M.

Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar T_m.

Añadir a esta cantidad el calor absorbido por el calorímetro, que se obtendrá a partir de su equivalente en agua medido. Calcular a partir de estos datos la entalpía de neutralización (en KJ/mol) por mol de sal producido.

b) Reacción de neutralización de un ácido débil por una base fuerte.

Repetir el proceso del apartado anterior empleando 40 mL de una disolución de hidróxido de sodio 2M y 40 mL de una disolución de ácido acético 2M. Calcular la entalpía de neutralización.

Cálculos y gráficas

1.- Calcular la entalpia de neutralización para cada reacción de neutralización estudiada y comparar los resultados obtenidos.

2.- Adjuntar las gráficas correspondientes a las cuatro experiencias realizadas (en papel milimetrado), indicando el valor de Tm en cada una de ellas.

Neutralización de NaOH con HCl
V_NaOH = mL; T_NaOH=	V_HCl = mL; T_HCl=
T_{(1 minuto)}=	T_{(2 minuto)}=
T_{(3 minuto)}=	T_{(4 minuto)}=
T_{(5 minuto)}=	*T^_m= T_i =
q_abs.mezcla= m c_e (T_m-T_i*)=
q_{abs.calorímetro}= eq_c (T_m-T_i*)=
DH_{neutralización}= -(q_abs.mezcla + q_{abs.calorímetro})=
Nº de moles de NaCl formados
DH_{neutralización} expresado en KJ/mol =

*Temperatura determinada gráficamente

**T_i = (T_NaOH + T_HCl)/2

Neutralización de NaOH con AcOH
V_NaOH = mL; T_NaOH=	V_AcOH= mL; T_AcOH=
T_{(1 minuto)}=	T_{(2 minuto)}=
T_{(3 minuto)}=	T_{(4 minuto)}=
T_{(5 minuto)}=	*T^_m**=
q_abs.mezcla= m c_e (T_m-T_i*)=
q_{abs.calorímetro}= eq_c (T_m-T_i*)=
DH_{neutralización}= -(q_abs.mezcla + q_{abs.calorímetro})=
Nº de moles de NaAc formados
DH_{neutralización} expresado en KJ/mol =

*Temperatura determinada gráficamente

**T_i = (T_NaOH + T_AcOH)/2

3.- Determinación de entalpías de reacción y aplicación de la ley de Hess

En esta experiencia se determina primero la entalpía de neutralización de HCl_(ac) con NH_3(ac), y la de disolución de NH₄Cl en agua. Esos valores se usarán para calcular la entalpía de descomposición de NH₄Cl(s), aplicando la Ley de Hess.

a) Determinación de la entalpía de la reacción de ácido clorhídrico con amoniaco

1º Medir 50 mL de HCl_(ac) 2 M, anotar la temperatura de la disolución y, cuando permanezca estable, ponerlos en el calorímetro.

2º Medir 50 mL de NH_3(ac) 2 M usando una probeta limpia y seca y anotar la temperatura de la disolución cuando permanezca estable.

3º Añadir el NH_3(ac) al calorímetro y anotar la temperatura con intervalos de 1 minuto, durante cinco minutos, mientras se agita el calorímetro.

4º Representar gráficamente la relación temperatura/tiempo obtenida.

5º Calcular, por extrapolación, la temperatura T_m.

6º Calcular el valor de ΔH para: NH_3(ac) + HCl_(ac) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

V_NH3 = mL; T_NH3=	V_HCl = mL; T_HCl=
T_{(1 minuto)}=	T_{(2 minuto)}=
T_{(3 minuto)}=	T_{(4 minuto)}=
T_{(5 minuto)}=	*T^_m= T_i** = (T_NH3 + T_HCl)/2 =
q_abs.mezcla= m_{(NH3 + HCl)} c_e (*T_m-T_i**)= c_e » c_agua » 4,18 J/g· K
q_{abs.calorímetro}= eq_c (*T_m-T_i**)=
DH_reacción= -(q_abs.mezcla + q_{abs.calorímetro})=
Nº de moles de NH₄Cl formados
DH_reacción expresado en KJ/mol =

*Determinada gráficamente

b) Determinación de la entalpía de disolución del cloruro de amonio

1º Pesar entre 10 y 11 gramos de NH₄Cl sólido.

2º Medir 50 mL de agua destilada, anotar su temperatura cuando permanezca estable y ponerlos en el calorímetro.

3º Añadir el NH₄Cl sólido al calorímetro y anotar la temperatura con intervalos de 1 minuto mientras se agita el calorímetro.

4º Representar gráficamente la relación temperatura/tiempo obtenida.

5º Calcular, por extrapolación, la temperatura T_m.

6º Calcular el valor de ΔH para: NH₄Cl_(s) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

b) Determinación de la entalpía de disolución para NH₄Cl(s) " NH₄⁺(ac) + Cl^-(ac)

PESO_NH4Cl = g	V_agua = mL; T_agua=
T_{(1 minuto)}=	T_{(2 minuto)}=
T_{(3 minuto)}=	T_{(4 minuto)}=
T_{(5 minuto)}=	*T^_m= T_i =** T_agua =
q_abs.mezcla= m_{(NH3Cl + agua)} c_e (*T_m-T_i**)= c_e » c_agua » 4,18 J/g·K
q_{abs.calorímetro}= eq_c (*T_m-T_i**)=
DH_disolución= -(q_abs.mezcla + q_{abs.calorímetro})=
Nº de moles de NH₄Cl
DH_disolución expresado en KJ/mol =

*Determinada gráficamente

c) Aplicar la ley de Hess para calcular ΔH para la reacción de descomposición del cloruro de amonio:

NH₄Cl(s) → NH_3(g) + HCl_(g)

Datos necesarios:

El valor experimental de ΔH determinado para NH_3(ac) + HCl_(ac) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

El valor experimental de ΔH determinado para NH₄Cl_(s) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

ΔH = -34640 J/mol para NH_3(g) → NH_3(ac)

ΔH = -75140 J/mol para HCl_(g) → HCl_(ac)

NH_3(ac) + HCl_(ac) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac) ΔH₁ =

NH₄Cl_(s) → NH₄⁺_(ac) + Cl^-_(ac) ΔH₂ =

NH_3(g) → NH_3(ac) ΔH₃ = -34640 J/mol

HCl_(g) → HCl_(ac) ΔH₄ = -75140 J/mol

ΔH_reacción =

Fundamentos Quimica

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jueves, 27 de diciembre de 2012

PRIMERA PRÁCTICA TERMOQUÍMICA