ENTALPIA DE UNA REACCION QUIMICA

1.- OBJETIVOS

- determinar el calor de una reacción química haciendo uso del calorímetro de hielo

2.-FUNDAMENTO TEORICO

La función termodinámica llamada representa el flujo de calor en cambios químicos que se efectúan a presión o volumen constante. La entalpía, que denotamos con el símbolo H, es igual a la energía interna más el producto de la presión y el volumen del sistema:

H= E + PVLa entalpía es una función de estado porque la energía interna, la presión y el volumen son funciones de estado. Supongamos ahora que se efectúa un cambio a presión constante. Entonces:

ΔH = Δ (E + PV)ΔH= ΔE + PΔV

Con lo cual la variación de entalpía se define mediante la siguiente ecuación:

ΔH=H final−H inicial

ΔH→ Es la variación de entalpía.

H final→ Es la entalpía final del sistema. En una reacción química, H finales la entalpía de los productos.

H inicial→Es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, H inicial es la entalpía de los reactivos.

La mayor utilidad de la entalpía se obtiene para analizar reacciones que incrementan el volumen del sistema cuando la presión se mantiene constante por contacto con el entorno, provocando que se realice un trabajo mecánico sobre el entorno y una pérdida de energía. E inversamente en reacciones que causan una reducción en el volumen debido a que el entorno realiza un trabajo sobre el sistema y se produce un incremento en la energía interna del sistema.Para una reacción exotérmica a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía liberada en la reacción, incluyendo la energía conservada por el sistema y la que se pierde a través de la expansión contra el entorno. Análogamente, para una reacción endotérmica, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida durante la reacción, incluyendo le energía perdida por el sistema y la ganada a través de la expansión contra el entorno.

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Entalpía estándar o normal

La variación de la entalpía estándar de la reacción es la variación de entalpía que ocurre en un sistema cuando una unidad equivalente de materia se transforma mediante una reacción química bajo condiciones normales

Una variación de la entalpía estándar común es la variación de la entalpía estándar de formación, que ha sido determinada para una gran cantidad de sustancias. La variación de entalpía de cualquier reacción bajo cualesquiera condiciones se puede computar, obteniéndose la variación de entalpía de formación de todos los reactivos y productos. Otras reacciones con variaciones de entalpía estándar son la combustión (variación de la entalpía estándar de combustión) y la neutralización (variación de la entalpía estándar de neutralización).Ley de Hess

Ley que afirma que la variación de entalpía asociada a una reacción química es la misma tanto si la reacción se verifica en una sola etapa, como si tiene lugar en varias; sólo depende del estado inicial y del estado final del sistema reaccionarte, y no de los posibles estados intermedios.

Esta ley es una consecuencia del principio de conservación de la energía y es muy útil para determinar la variación de entalpía de una reacción que sea difícil de llevar a cabo en una sola etapa. En estas circunstancias se pueden tratar las ecuaciones termoquímicas (ecuaciones químicas en las que se específica el intercambio energético) como ecuaciones algebraicas; estas ecuaciones permiten hallar el valor de la entalpía de reacción correspondiente tras sumarlas o restarlas, multiplicadas en todo caso previamente por algún número, de forma que se puedan cancelar algunos términos y dar lugar a la ecuación termoquímica deseada.

La variación de la entalpía con respecto a la temperatura está dada por:

Sea la reacción química siguiente:

aA+bB→ cC+dD

Luego tendremos la relación:

ΔH=ΔH f°−∫

T 1

T2

[∑ n iCpi ( productos)−∑ n jCp j (reactivos )]dT

De donde Cp es la capacidad calorífica molar y se encuentra en función de la temperatura.

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3.- DATOS

3.1 DATOS EXPERIMENTALES

Datos obtenidos en la experiencia:

Medidas antes de

adicionar el magnesio

Medidas luego de adicionar el magnesio

T(min)

V(ml) T(min)

V(ml) T(min) V(ml)

T(min) V(ml) T(min) V(ml) T(min) V(ml)

0 0 5.5 0.46 11.5 1.98 17.5 2.58 23.5 3.01 29.5 3.440.5 0.04 6 0.5 12 2.02 18 2.61 24 3.05 30 3.471 0.08 6.5 0.71 12.5 2.1 18.5 2.65 24.5 3.1 30.5 3.51.5 0.11 7 0.9 13 2.14 19 2.69 25 3.12 31 3.532 0.15 7.5 1.04 13.5 2.19 19.5 2.72 25.5 3.15 31.5 3.562.5 0.19 8 1.42 14 2.23 20 2.76 26 3.19 32 3.63 0.21 8.5 1.52 14.5 2.26 20.5 2.8 26.5 3.22 32.5 3.653.5 0.25 9 1.61 15 2.31 21 2.83 27 3.26 33 3.74 0.3 9.5 1.7 15.5 2.37 21.5 2.86 27.5 3.34.5 0.33 10 1.78 16 2.4 22 2.9 28 3.345 0.36 10.5 1.83 16.5 2.5 22.5 2.95 28.5 3.37

11 1.9 17 2.53 23 2.98 29 3.4

Datos bibliográficos

- Densidad del hielo a 0 ° C : ρhielo273 .15 K=0 .9164 g /ml

- Densidad del agua a 0 ° C : ρagua273 .15 K=0 .9999 g/ml

- Calor latente de fusión a 0 ° C : λ fusión=79.7

calg

4.-TRATAMIENTO DE DATOS

4.1. Elaborar un gráfico del nivel del líquido vs tiempo y trazar una línea recta a través de las

porciones inicial y final de las curvas correspondientes a estos periodos.

A partir de los datos señalados hallaremos la altura que desciende el agua:

Diámetro de la Base (mm) Radio de la Base(mm) A(área de la base)2 1 3.1416

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h =Altura que desciende el agua

V = Volumen que desciende del agua

A = Área de la base del cilindro hueco interior de la pipeta.

Con los datos de los volúmenes obtenemos una nueva tabla con respecto a la altura

Medidas antes de

adicionar el magnesio

Medidas luego de adicionar el magnesio

T(min)

H(cm)

T(min)

H(cm)

T(min)

H(cm)

T(min)

H(cm)

T(min)

H(cm) T(min)

H(cm)

0 0 5.5 14.65 11.5 63.02 17.5 82.12 23.5 95.81 29.5 109.49

0.5 1.27 6 15.91 12 64.29 18 83.08 24 97.08 30 110.45

1 2.54 6.5 22.59 12.5 66.84 18.5 84.35 24.5 98.67 30.5 111.40

1.5 3.50 7 28.64 13 68.11 19 85.62 25 99.31 31 112.36

2 4.77 7.5 33.10 13.5 69.70 19.5 86.58 25.5 100.26

31.5 113.31

2.5 6.04 8 45.19 14 70.98 20 87.85 26 101.54

32 114.59

3 6.68 8.5 48.38 14.5 71.93 20.5 89.12 26.5 102.49

32.5 116.18

3.5 7.95 9 51.24 15 73.52 21 90.08 27 103.76

33 117.77

4 9.54 9.5 54.11 15.5 75.43 21.5 91.03 27.5 105.04

4.5 10.50 10 56.65 16 76.39 22 92.30 28 106.31

5 11.45 10.5 58.25 16.5 79.57 22.5 93.90 28.5 107.27

11 60.47 17 80.53 23 94.85 29 108.22

h= V/A

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GRAFICA N°1(PERDIDA DEL NIVEL DEL AGUA VS TIEMPO)

4.2. Calcular el volumen de 1g de hielo y agua respectivamente, y con ellos el cambio de volumen en la fusión de 1g de hielo.

* Calculando el volumen de hielo:

Densidad del hielo a 0°C 0.9164 g/ml

Masa: 1g; V = 1/0.9164 = 1. 0913 ml

* Calculando el volumen de agua:

Densidad del agua 0°C 0.9999 g/ml

Masa: 1g; V = 1/0.9999 = 1.000 ml

* Calculando la variación de volumen teórico:

∆V = 1.0913 – 1.000

∆V = 0.0913 ml

* Calculando la variación de volumen experimental:

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Para hallar el cambio de volumen experimental, tomamos un intervalo relativamente grande de la tabla N°1, por ejemplo los puntos [t1 (min) = 8; V1 (ml) = 1.42] y [t2 (min) =30; V2 (ml) =3.47]

Hallando la masa de agua que ha bajado en ese intervalo

M (agua) = 0.9999x (3.47-1.42) m=2.049g

Hallando el volumen de hielo, para esa misma masa

V (hielo) = 2.049/0.9164 v=2.235ml

Hallando la variación de volumen:

Δ V = Vhielo - Vagua = 2.235-(3.47-1.42)=0.185ml

4.3. Calcular el calor liberado cuando 1 mol de Mg se disuelve en el ácido sulfúrico 1,0 M (el

valor es experimental)

Calculamos la masa del hielo fundido usando la variación de volumen:

1g de hielo 0.0913ml X=2.026g de hielo

X 0.185ml

Calculando el calor liberado en la fusión:

Q rxn= mhielo . CL Fusión

Q rxn = (2.026g) x (79.7 cal/g) = 161.47cal

El cual es numéricamente igual al cambio de entalpia (ΔHrxn)

ΔHrxn =-161.47cal

Luego para hallar el calor liberado en la reacción de 1 mol de magnesio con ácido sulfúrico, plateamos la ecuación

Mg(s) + H2SO4(ac) H2(g) + MgSO4(ac) ΔHrxn (Exotermica)

(Exceso) 0,005 mol -161.47cal

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1mol 1mol ΔH

Obtenemos el calor liberado para la reacción con 1 mol de magnesio:

Q=ΔH=-32294cal

4.4.- Determinar ∆S° para la reacción exotérmica.

Determinar ∆S° para la reacción exotérmica.

∆S° = ∑ nS° (productos) - ∑ nS° (reactivos) … Ec. (1)

∆S° = ∆S°(MgSO4(ac)) + ∆S°( H2(g)) - ∆S°(Mg(S)) - ∆S°( H2SO4(ac))

∆S° = 91,60 + 130,7 – 32,68 – 20,10

∆S° = 169,5 2J.K-1

4.5.- Hallar el cambio de energía libre de Gibbs de la reacción a las condiciones de trabajo.

∆G = ∆H - T∆S

Hallamos ∆Hº de la reacción:

∆H° = ∑ nH°(productos) - ∑ nH°(reactivos)

∆H° = ∑ (n1. H2SO4(ac) + n2Mg – n3 MgSO4(ac) - n4H2(g))

∆H°= -1285KJ – (-909.3KJ)

∆H°= -375.7KJ

Del cálculo anterior obtenemos ∆S°:

∆Sº = 169.52 J.K-1

Reemplazando ∆Sº

∆G0ºC = -375.7 kJ/mol – (273,15 K x 169.52 J.K-1)

∆G = -421.98 kJ.

6.-conclusiones

En la reacción del magnesio (Mg(s)) con el H2SO4 (ac) es exotérmico debido al calor transferido al agua (solido – liquido).

La energía de Gibbs nos indicó que la reacción realizada fue espontanea debido a los resultados calculados.

Al realizar los cálculos se observó que la entalpia a presión constante representa una relación directa con la temperatura.

7.- recomendaciones

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Deberíamos trabajar con trozos de hielo pequeños, evitando así dejar espacios libres

entre ellos.

Se debe tratar de tapar el bulbo que contiene el H2SO4(ac) ya que le puede caer gotas de

agua.

Se debe utilizar el succionador de pipeta en vez de la bombilla de aire ya que tiene mayor

precisión al momento de crear el vacío.