Practica 9 y 10 Termodinámica Básica ESIQIE - IPN PDF

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Instituto Politécnico NacionalEscuela Superior de Ingeniería Química e Industrias ExtractivasDepartamento de Formación BásicaLaboratorio de Termodinámica BásicaPráctica No. 9Determinación del calor desprendido en una reacción química.Grupo: 1IMEquipo No. 7Integrantes: - Vazquez Cruz Kevin Alejandro ...

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Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas

Departamento de Formación Básica

Laboratorio de Termodinámica Básica

Práctica No. 9

Determinación del calor desprendido en una reacción química.

Grupo: 1IM17

Equipo No. 7

Integrantes: - Vazquez Cruz Kevin Alejandro _________________

Fecha: _________________________

Objetivo Por medio de un experimento, el estudiante obtendrá datos de cantidad de sustancia y temperaturas de una reacción química para calcular el calor de reacción.

Diagrama de bloques

Medir 110mL de solución 0.9M de hidróxido de sodio.

Medir 110mL de solución 0.9M de ácido clorhídrico.

Añadir el ácido en el calorímetro y tomar su temperatura, que será la misma para ambos reactivos.

Agregar lentamente la solución de hidróxido de sodio y dejar reposar poco tiempo.

Medir la temperatura final.

Al finalizar la experimentación, desechar los productos al desagüe.

Tabla de datos experimentales

Volumen de solución de NaOH (VNaOH) en L.

Volumen de solución de HCl (VHCl) en L

Temperatura de los reactivos (treac) en °C

Temperatura de los productos (tprod) en °C

110

110

18.3

23.2

Molaridad de la solución de HCl (MHCl)

Molaridad de la solución de NaOH (MNaOH)

Masa de vidrio del calorímetro (mvidrio) en g

Volumen de agua en las soluciones (Vagua) en mL

0.9

0.9

170

211.1

Cálculos 1.- Calcula la cantidad de sustancia de HCl (nHCl) en moles. 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑉𝐻𝐶𝑙 ∗ 𝑀𝐻𝐶𝑙 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.110𝐿 ∗ 0.9 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.099𝑚𝑜𝑙 2.- Calcula la cantidad de sustancia de NaOH (nNaOH) en moles. 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 ∗ 𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.110𝐿 ∗ 0.9 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.099𝑚𝑜𝑙 3.- Calcula el agua producida en la reacción de la reacción. 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.099𝑚𝑜𝑙 4.- Calcula los moles de agua de la solución en mol. 𝑉𝑎𝑔𝑢𝑎∗𝜌𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑛1 𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑀𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑔 211.1𝑚𝐿 ∗ 0.997 ⁄𝑚𝐿 1 𝑛 𝑎𝑔𝑢𝑎 = = 11.6926𝑚𝑜𝑙 𝑔 18 ⁄𝑚𝑜𝑙 5.-Calcula la cantidad de agua total en mol. 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎𝑇 = 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎 + 𝑛1 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎𝑇 = 0.099𝑚𝑜𝑙 + 11.6926𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎𝑇 = 11.7916𝑚𝑜𝑙 6.- Calcula Cpagua para la temperaturas de reactivos en K, y también a la temperatura de productos en K y promedia estos dos valores para obtener Cpmedio(agua). 𝐶𝑝𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑅 ∗ (8.712 + 1.25 × 10−3𝑇 − 0.18 × 10−6 𝑇 2 ) 𝐽 ∗ (8.712 + 1.25 × 10−3(291.45𝐾) − 0.18 × 10−6 (291.45𝐾)2 ) 𝐶𝑝𝑎𝑔𝑢𝑎 = 8.314 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐽 𝐶𝑝𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑟𝑒𝑎𝑐) = 75.3333 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐽 ∗ (8.712 + 1.25 × 10−3(296.35𝐾) − 0.18 × 10−6 (296.35𝐾) 2 ) 𝐶𝑝𝑎𝑔𝑢𝑎 = 8.314 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐽 𝐶𝑝𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑝𝑟𝑜𝑑) = 75.3799 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐶𝑝𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑟𝑒𝑎𝑐) + 𝐶𝑝𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑝𝑟𝑜𝑑) 𝐶𝑝𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 = 2 𝐽 𝐽 75.3333 𝑚𝑜𝑙𝐾 + 75.3799 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐶𝑝𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 = 2 𝐽 𝐶𝑝𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 = 75.3566 𝑚𝑜𝑙𝐾

7.- Calcula el calor generado por el agua total (Qagua) en J. 𝑄𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎𝑇 ∗ 𝐶𝑝𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 ∗ (𝑇𝑝𝑟𝑜𝑑 − 𝑇𝑟𝑒𝑎𝑐 ) 𝐽 ∗ (296.35𝐾 − 291.45𝐾) 𝑄𝑎𝑔𝑢𝑎 = 11.7916𝑚𝑜𝑙 ∗ 75.3566 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑄𝑎𝑔𝑢𝑎 = 4354.0169𝐽 8.- Calcular el valor ganado por el vidrio (Qvidrio) en J. 𝑄𝑣𝑖𝑑𝑟𝑖𝑜 = 𝑚𝑣𝑖𝑑𝑟𝑖𝑜 ∗ 𝐶𝑒𝑣𝑖𝑑𝑟𝑖𝑜 ∗ (𝑇𝑝𝑟𝑜𝑑 − 𝑇𝑟𝑒𝑎𝑐 ) 𝐽 𝑄𝑣𝑖𝑑𝑟𝑖𝑜 = 170𝑔 ∗ 0.837 ∗ ( 296.35𝐾 − 291.45𝐾) 𝑔𝐾 𝑄𝑣𝑖𝑑𝑟𝑖𝑜 = 697.221𝐽 9.- Calcular el calor total generado en la neutralización (QN) en J. 𝑄𝑇 = 𝑄𝑎𝑔𝑢𝑎 + 𝑄𝑣𝑖𝑑𝑟𝑖𝑜

𝑄𝑇 = 4354.0169𝐽 + 697.221𝐽 𝑄𝑇 = 5051.2379𝐽 10.- Calcula la temperatura promedio y el calor específico medio de los reactivos. 𝑇0 + 𝑇𝑟𝑒𝑎𝑐 𝑇𝑝𝑟𝑒𝑎𝑐 = 2 298.15𝐾 + 291.45𝐾 = 294.8𝐾 𝑇𝑝𝑟𝑒𝑎𝑐 = 2 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑅 ∗ (0.121 + 16.316 × 10−3𝑇𝑝𝑟𝑒𝑎𝑐 + 1.948 × 105 𝑇𝑝𝑟𝑒𝑎𝑐 2 ) 𝐽 ∗ (0.121 + 16.316 × 10−3 (294.8𝐾) + 1.948 × 105 (294.8𝐾) 2 ) 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 = 8.314 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐽 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 = 59.6316 𝑚𝑜𝑙𝐾 −3 𝐶𝑝𝑚𝐻𝐶𝑙 = 𝑅 ∗ (3.156 + 0.623 × 10 𝑇𝑝𝑟𝑒𝑎𝑐 + 0.151 × 105 𝑇𝑝𝑟𝑒𝑎𝑐 2 ) 𝐽 𝐶𝑝𝑚𝐻𝐶𝑙 = 8.314 ∗ (3.156 + 0.623 × 10−3 (294.8𝐾) + 0.151 × 105 (294.8𝐾)2 ) 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐽 𝐶𝑝𝑚𝐻𝐶𝑙 = 29.2104 𝑚𝑜𝑙𝐾 11.- Calcula la variación de entalpía de reactivos en J. ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐 = (𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 ∗ 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑛𝐻𝐶𝑙 ∗ 𝐶𝑝𝑚𝐻𝐶𝑙 ) ∗ (𝑇𝑟𝑒𝑎𝑐 − 𝑇0 ) ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐 = (0.099𝑚𝑜𝑙 ∗ 59.6316

𝐽 𝐽 + 0.099𝑚𝑜𝑙 ∗ 29.2104 ) ∗ (291.45𝐾 − 298.15𝐾) 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑚𝑜𝑙𝐾

∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐 = −58.9288𝐽 12.- Calcula la temperatura promedio y el calor especifico medio de los productos. 𝑇0 + 𝑇𝑝𝑟𝑜𝑑 𝑇𝑝𝑝𝑟𝑜𝑑 = 2 298.15𝐾 + 296.35𝐾 = 297.15𝐾 𝑇𝑝𝑝𝑟𝑜𝑑 = 2 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝐶𝑙 = 𝑅 ∗ (5.526 + 1.963 × 10−3𝑇𝑝𝑝𝑟𝑜𝑑) 𝐽 ∗ (5.526 + 1.963 × 10−3 ∗ 297.15𝐾) 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝐶𝑙 = 8.314 𝑚𝑜𝑙𝐾

𝐽 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝐶𝑙 = 50.7927 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐶𝑝𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑅 ∗ (8.712 + 1.25 × 10−3𝑇𝑝𝑝𝑟𝑜𝑑 + 0.18 × 10−6 𝑇𝑝𝑝𝑟𝑜𝑑 2 ) 𝐽 ∗ (8.712 + 1.25 × 10−3(297.15𝐾) + 0.18 × 10−6 (297.15𝐾)2 ) 𝐶𝑝𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 = 8.314 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐽 𝐶𝑝𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 = 75.6518 𝑚𝑜𝑙𝐾 13.- Calcula ∆Hprod ∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑 = (𝑛𝑁𝑎𝐶𝑙 ∗ 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ 𝐶𝑝𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 ) ∗ (𝑇𝑝𝑟𝑜𝑑 − 𝑇0 ) ∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑 = (0.099𝑚𝑜𝑙 ∗ 50.7927

𝐽 𝐽 + 0.099𝑚𝑜𝑙 ∗ 75.6518 ) ∗ (297.15𝐾 − 298.15𝐾) 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑚𝑜𝑙𝐾

∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑 = −22.5329𝐽 14.- Calcula el calor estándar de reacción que se llevó a cabo. −(𝑄𝑇 + ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐 − ∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑 ) ∆𝐻0 𝑅𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜 = 𝑛 −( 5051 . 2379 𝐽 − 58 .9288𝐽 + 22.5329𝐽) ∆𝐻0 𝑅𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜 = 0.99𝑚𝑜𝑙 𝐽 0 ∆𝐻 𝑅𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜 = −50654.9646 ⁄𝑚𝑜𝑙

15.- Calcular el % de variación del calor estándar de reacción, con respecto al valor bibliográfico. |∆𝐻0 𝑅𝑒𝑥𝑎𝑐𝑡𝑜 − ∆𝐻0 𝑅𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜 | %𝑉𝑎𝑟 = ∗ 100 0 ∆𝐻

%𝑉𝑎𝑟 =

𝑅𝑒𝑥𝑎𝑐𝑡𝑜

|−57265 𝐽⁄𝑚𝑜𝑙 + 50654.9646 𝐽⁄𝑚𝑜𝑙| −57265 𝐽⁄𝑚𝑜𝑙

%𝑉𝑎𝑟 = 11.5428%

∗ 100

Cuestionario 1.- Escribe la ecuación de la reacción que se lleva a cabo. Anota los valores de cantidad de sustancia en moles y Cp de las sustancias involucradas en dicha reacción de neutralización. 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙) + 57265 𝐽⁄𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.099𝑚𝑜𝑙 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.099𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑁𝑎𝐶𝑙 = 0.099𝑚𝑜𝑙 𝑛𝐻𝑎𝑔𝑢𝑎 = 0.099𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐶𝑝𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 𝐶𝑝𝑚𝐻𝐶𝑙 𝐶𝑝𝑚𝑁𝑎𝐶𝑙 𝐽 𝐽 𝐽 𝐽 = 59.6316 = 29.2104 = 50.7927 = 75.6518 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑚𝑜𝑙𝐾 *sin tomar en cuenta los moles de agua presentes en las soluciones iniciales.

2.- Analiza cada uno de los valores de calor involucrados en el cálculo 14: La variación de la entalpía se produce por el desprendimiento o la absorción de calor durante la reacción química, en este caso, la cantidad de entalpía que generan los productos la consideramos positiva por ser la final, y la de los reactivos sería negativa por ser la inicial; también consideramos el calor generado por el agua en las soluciones y el absorbido por el vidrio como negativo por estar en el inicio de la reacción. 3.- ¿Por qué se realiza la experimentación en un calorímetro adiabático? Para disminuir, lo más que se pueda, las pérdidas de calor (calor que se desprende del sistema al ambiente) o las ganancias de calor (calor que se desprende del ambiente al sistema), para así tener mediciones más precisas, con menos rango de error y sobre todo confiar que las mediciones se han llevado exitosamente. 4.- Comenta el valor del % de variación: Tenemos un porcentaje un poco mayor al 10%, que usualmente es el límite aceptado. Personalmente, creo que el porcentaje hubiera podido disminuir si mis compañeros, con los que realicé la práctica, hubieran esperado un poco más antes de tomar la medición de temperatura, porque en cuanto sucedió la reacción y la temperatura subió, el primer dato en el que el termómetro parecía no cambiar de medición fue el que registramos. Además, supongo que así como el rendimiento de una reacción afecta a la cantidad de materia que se convierte de reactivos a productos, también pueda afectar la cantidad de calor liberado, cuyo porcentaje de error ya estaría dentro del 11%.

Conclusiones La entalpía en una reacción es la energía que el sistema termodinámico intercambia con su entorno, especialmente durante en reacciones química y durante la presión es constante. El porcentaje de variación que se obtuvo sobrepasa el 10%, que usualmente es el límite aceptado en la experimentación. Dicho porcentaje pudo haber disminuido notablemente si los chicos con los que realicé la experimentación hubieran esperado un poco más antes de tomar y registrar la medición, ya que estoy seguro de que la temperatura aumentó un poco más después de la primera medición, sin embargo, no pude comprobarlo, pues en cuanto se tomaron los datos, el sistema se vació y se entregó. En la práctica, sabíamos previamente que la reacción sería exotérmica, por experimentaciones realizadas anteriormente, pero no sólo sirve saber si la reacción es exotérmica o endotérmica, también es necesario saber cuánto calor se puede liberar o cuánto sería necesario alimentar, para así evitar un sobrecalentamiento, y una posible explosión, en caso de ser exotérmica, o para mejorar el rendimiento de la reacción, en caso de ser endotérmica. El calor de reacción es la cantidad de calor que la reacción desprenderá o absorberá al llevarse a cabo; se mide generalmente en joules (aunque también puede ser en calorías) por mol.

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Departamento de Formación Básica

Laboratorio de Termodinámica Básica

Práctica No. 10

Determinación de la energía libre de Gibbs de una reacción química.

Grupo: 1IM17

Equipo No. 7

Integrantes: - Vazquez Cruz Kevin Alejandro _________________

Fecha: _________________________

Objetivo Por medio de una experimentación el estudiante obtendrá datos de cantidad de sustancia y temperaturas de una reacción química para calcular la energía libre de Gibbs involucrada en dicha reacción.

Diagrama de bloques

Medir 110mL de solución 0.9M de hidróxido de sodio.

Medir 110mL de solución 0.9M de ácido clorhídrico.

Añadir el ácido en el calorímetro y tomar su temperatura, que será la misma para ambos reactivos.

Agregar lentamente la solución de hidróxido de sodio y dejar reposar poco tiempo.

Medir la temperatura final.

Al finalizar la experimentación, desechar los productos al desagüe.

Tabla de datos experimentales

Volumen de solución de NaOH (VNaOH) en L.

Volumen de solución de HCl (VHCl) en L

Temperatura de los reactivos (treac) en °C

Temperatura de los productos (tprod) en °C

110

110

18.3

23.2

Molaridad de la solución de HCl (MHCl)

Molaridad de la solución de NaOH (MNaOH)

Masa de vidrio del calorímetro (mvidrio) en g

Volumen de agua en las soluciones (Vagua) en mL

0.9

0.9

170

211.1

Cálculos 1.- Calcula la variación de entropía estándar de reacción a 298.15K (∆𝑆0𝑅).

0 0 0 0 0 ∆𝑆𝑅(𝑐𝑎𝑙𝑐) = 𝑛𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) ∆𝑆𝑓(𝑁𝑎𝐶𝑙 )𝑎𝑐 + 𝑛𝐻2 𝑂 ∆𝑆𝑓(𝐻2 𝑂) − 𝑛𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) ∆𝑆𝑓(𝐻𝐶𝑙)𝑎𝑐 −𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) ∆𝑆𝑓(𝑁𝑎𝑂𝐻)𝑎𝑐 0 = (1𝑚𝑜𝑙) (−46.63 ∆𝑆𝑅(𝑐𝑎𝑙𝑐)

𝐽

𝑚𝑜𝑙𝐾

) + (1𝑚𝑜𝑙) − 163.66

𝐽 𝐽 𝐽 ) ) − (1𝑚𝑜𝑙)(−108.92 ) − (1𝑚𝑜𝑙)(−167.20 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑚𝑜𝑙𝐾 𝐽

0 = 65.83 ∆𝑆𝑅(𝑐𝑎𝑙𝑐)

𝐾

2.- Calcula la variación de la energía libre de Gibbs a T0=298.15K para la reacción 0 ) (∆𝐺𝑅(exp) 0 ∆𝐻0𝑅 = 𝑛 ∗ ∆𝐻𝑅𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑎 ∆𝐻𝑅0 = 1𝑚𝑜𝑙 ∗ −50654.9646 𝐽⁄𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑅0 = −50654.9646𝐽 0 0 ∆𝐺𝑅(exp) = ∆𝐻𝑅0 − 𝑇0 ∆𝑆𝑅(𝑐𝑎𝑙𝑐)

0 = −50654.9646𝐽 − (298.15𝐾) ∗ 65.83 ∆𝐺𝑅(exp)

𝐽

𝐾

0 ∆𝐺𝑅( exp) = −70282.1791 𝐽 3.- Calcula el valor exacto de la energía libre de Gibbs estándar a 298.15K 0 (∆𝐺𝑅(exac) ). 0 0 0 0 0 − 𝑛𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) ∆𝐺𝑓(𝐻𝐶𝑙)𝑎𝑐 −𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) ∆𝐺𝑓(𝑁𝑎𝑂𝐻)𝑎𝑐 ∆𝐺𝑅(𝑒𝑥𝑎𝑐) = 𝑛𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) ∆𝐺𝑓(𝑁𝑎𝐶𝑙)𝑎𝑐 + 𝑛𝐻2𝑂 ∆𝐺𝑓(𝐻 2 𝑂) 0 ∆𝐺𝑅(𝑒𝑥𝑎𝑐) = (1𝑚𝑜𝑙) (−393133

𝐽

𝑚𝑜𝑙

) + (1𝑚𝑜𝑙) (−237129 0 ∆𝐺𝑅(𝑒𝑥𝑎𝑐)

𝐽

𝑚𝑜𝑙

) − (1𝑚𝑜𝑙) (−134610

= −76502𝐽

𝐽

𝑚𝑜𝑙

) − (1𝑚𝑜𝑙) (−419150

4.- Calcula el porcentaje de error de la ∆𝐺0𝑅(exp)con respecto al valor exacto. %𝑉𝑎𝑟 =

%𝑉𝑎𝑟 =

0 0 − ∆𝐺𝑅(exp) | |∆𝐺𝑅(exac) 0 ∆𝐺𝑅(exac)

∗ 100

|−76502𝐽 + 70282.1791𝐽| −76502𝐽

%𝑉𝑎𝑟 = 8.1302%

∗ 100

𝐽

𝑚𝑜𝑙

)

Tabla de resultados 𝐽 Variación de la entropía estándar de reacción a 0 = 65.83 ∆𝑆𝑅(𝑐𝑎𝑙𝑐) 298.15K 𝐾 Variación de la energía libre de Gibbs a T0=298.15K 0 ∆𝐺𝑅(exp) = −70282.1791𝐽 para la reacción. Valor exacto de la energía libre de Gibbs estándar a 0 = −76502𝐽 ∆𝐺𝑅(𝑒𝑥𝑎𝑐) 298.15K Porcentaje de error de la ∆𝐺0𝑅(exp) con respecto al valor %𝑉𝑎𝑟 = 8.1302% exacto.

Cuestionario 1.- Si el porcentaje de error es mayor del 3% menciona las posibles causas a que se puede deber y las variables que más influyen en el cálculo. Para comenzar, utilizamos un valor resultado de la práctica anterior, que como ya había comentado tenía un margen de error ocasionado por la medición temprana de los datos. Este valor es realmente el único que puede afectar a todos los resultados, ya que todos los demás datos, como los moles de cada sustancia y los valores de variaciones de entropía y de energía libre de Gibbs, son datos que la misma práctica entrega. 0 2.- ¿Qué signo tiene ∆𝐺𝑅( exp)?, ¿qué significa, con respecto a la posibilidad y

espontaneidad de la reacción? Es negativo, lo que significa que la reacción es espontanea, y por ende, posible. 3.-Si el signo fuera el contrario, ¿qué indicaría con respecto a la reacción? Si fuera positivo, la reacción no se efectúa, es imposible. 0 4.- Si ∆𝐺𝑅( exp) fuera cero, ¿Qué indicaría con respecto a la reacción?

Que está en equilibrio a determinados valores de presión y volumen. 5.- ¿Se cumplen los objetivos de la práctica?, ¿por qué? Sí y no. Por un lado, pudimos calcular la energía libre de Gibbs que existe durante la reacción con un porcentaje de variación bastante pequeño; pero por el otro, aún es un concepto que no terminamos de entenderlo y que tendremos que esperar a verlo en teoría para comprenderlo totalmente.

Conclusiones En termodinámica, la espontaneidad es una característica de los procesos que no requieren de un suministro de energía externa para poder llevarse a cabo. La espontaneidad no tiene que ver con la rapidez de reacción, ya que hay reacciones espontaneas que ocurren muy lentas, y por supuesto también hay las que suceden muy rápidas. En esta práctica, la energía libre de Gibbs es la que determina la espontaneidad de un proceso, en este caso, la neutralización entre el ácido clorhídrico y la sosa caustica (hidróxido de sodio), el valor obtenido de la energía libre de Gibbs indica que la reacción es espontanea, ya que no fue necesario calentar la mezcla de las sustancia, tenerla presente con luz ultravioleta o con alguna iluminación especial (que son formas usuales de suministrar energía a las reacciones) para que ésta se llevará a cabo, pues en cuanto el ácido y la sosa se tocaron, la reacción sucedió sin contratiempos. Aún creo que falta mucho por saber sobre la energía libre de Gibbs, pero tal vez se deba a que en las prácticas anteriores teníamos algunos cimientos obtenidos en las clases de teoría para entender correctamente los procedimientos llevados a cabo en el laboratorio, y para esta práctica en especial no hemos visto aún termoquímica en teoría. Los objetivos fueron cumplidos exitosamente, pues conseguimos calcular el valor de la energía libre de Gibbs con un porcentaje de variación bastante pequeño, que esta vez no sobrepasó el 10%....