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Práctica Termoquímica Fisicoquímica Instituto Politécnico Nacional (IPN) 5 pag.

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA NACIONAL DE CIENCIAS BIOLÓGICAS PRÁCTICA N° 6: TERMOQUÍMICA. Resumen Se realizó el análisis cualitativo de algunos calores de reacción comunes, lo cual permitió la distinción entre reacciones exotérmicas y endotérmicas, además se hizo énfasis entre la diferencia entre los conceptos de calorimetría y termoquímica. Palabras clave: Termoquímica, calor, reacción exotérmica, reacción endotérmica, entalpía.

Introducción La Termoquímica es la parte de la Termodinámica que estudia las variaciones de energía que se producen en las reacciones químicas. Es decir, la Termoquímica estudia la conversión de energía química en energía térmica y viceversa. [2] Para que se produzca una reacción química es necesario que se rompan determinados enlaces (proceso que absorbe energía) y se formen otros nuevos para formar compuestos estables (proceso que desprende energía). De aquí que existan reacciones en las que se produce una emisión de calor al exterior, reacciones exotérmicas, y otras en las que la reacción absorbe calor, reacciones endotérmicas. De manera general el calor desprendido o absorbido en una reacción no es una magnitud definida, ya que depende del camino seguido para ir de los reactivos a los productos. No obstante, si el proceso se realiza bien a volumen constante o a presión constante, el cambio térmico pasa a ser algo definido e independiente. [4] [1] Si el volumen se mantiene constante durante una reacción entonces, el sistema no realiza trabajo mecánico (w=o) y la expresión de la primera ley se escribe:

dQv =dE

Ec.1

Las reacciones que ocurren a presión constante conducen a un cambio en el volumen (ΔV) del sistema, por lo que el trabajo realizado por el sistema es PΔV, y la ecuación de la primera ley queda como:

Qp= ΔEE + PΔV

Ec. 2

Para un sistema que posee una energía interna E y un volumen V a una presión P, se define una función termodinámica llamada entalpía H, y se define como:

H= ΔEE + PΔV

ΔEH =ΔEE + PΔ

Ec. 4

Leyes de la termoquímica Las llamadas leyes termoquímicas fueron enunciadas antes de que fuera conocido el Principio de Conservación de la Energía (Helmholtz, 1847). Hoy podemos ver que no son más que distintos enunciados de ese principio general. [3]  Ley de Lavoisier- Laplace (1780). "La cantidad de calor que se ha de suministrar a un compuesto para descomponerlo en sus elementos es igual al calor desprendido al formar el compuesto a partir de aquellos". "El cambio térmico que acompaña a una reacción química en una dirección es de magnitud exactamente igual, pero de signo opuesto, al que va asociado con la misma reacción en sentido inverso".

ΔE H r directa=ΔE H R inve Ec. 5  Ley de Hess (1840) (Ley de la Suma Constante de Calores) "El cambio térmico, a presión o volumen constante, de una reacción química, es el mismo, tanto si tiene lugar en una etapa como si se verifica en varias". "Las ecuaciones termoquímicas se pueden sumar y restar como si fuesen ecuaciones algebraicas". [5]

ΔE H r directa=ΔE+Δ H 2 … Ec. 6 Objetivos 1. 2.

Ec. 3

3.

De tal manera que a presión constante, un cambio de entalpía se expresa:

4.

Realizar un análisis cualitativo de algunos calores de reacción comunes. Hacer diferentes experimentos para conocer mejor los tipos de calores. Determinar reacciones exotérmicas y endotérmicas. Distinguir la relación entre termodinámica y calorimetría

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Parte Experimental Experimento 1. Se colocó en un vaso de pp. 10-20ml de H 2 SO4 concentrado con agua destilada *medir temperatura* agitamos la solución y se introdujo una ampolleta con éter, posterior a esto se acercó un cerillo al extremo abierto. Finalmente medimos la temperatura. Experimento 2. Colocamos una pequeña cantidad de NH 4 NO3 en un tubo de ensaye, medimos su temperatura inicial, posteriormente añadimos 5ml de agua y tomamos la temperatura final, Experimento 3. Se colocó NaOH en un tubo de ensaye, medimos su temperatura inicial, agregamos 5ml de agua, agitamos cuidadosamente y anotamos su temperatura final. Experimento 4. Se llenó la mitad de un tubo de ensaye con CH 3 COONa más 2ml de de agua, se calentó con un mechero hasta su dilución completa. Vaciamos la mitad del contenido a otro tubo (tubo 2). El tubo 1 al llegar a los 30°C se introdujo en un vaso con agua de la llave y anotamos la temperatura en función del tiempo hasta que se cristalizó. Al tubo 2 cuando este llegó a una temperatura de 30°C se le agregó un cristal de sal. Experimento 5. Se colocaron cristales de SiO 2 en un tubo de ensaye, medimos la temperatura inicial, agregamos agua, agitamos ligeramente y medimos la temperatura final. Experimento 6. En una placa de asbesto formamos un volcán con ( N H 4 )2 Cr 2 O7 colocándose en él cristales de yodo, se hizo un espiral con una cinta de magnesio la cual se colocó en el volcán de tal forma que sobresaliera un extremo y finalmente se encendió con la flama del mechero Resultados y discusión Experimento 1. El agua y el ácido generaron una gran cantidad de calor, teniendo así un incremento en la temperatura, se produce un gas de hidrógeno sumamente inflamable que puede encenderse o explotar si entra en contacto con muchas sustancias químicas, como por ejemplo acetona, alcoholes etc. En este caso agregamos éter y se observó una flama. Se considera una Reacción exotérmica ya que desprendió calor. Tinicial: 21°C Tfinal: 95°C ∆ 2−¿↑ Éter ¿

H 2 SO 4 ( ac )+ H 2O → 2 H 2 O+ SO 4

Experimento 2. Se observó una disminución en la temperatura al agregar agua al nitrato de amonio Tinicial: 25°C Tfinal: 23°C El nitrato amonio es extremadamente soluble en agua, por lo que al disolverlo en agua ocurre una disociación de los

iones del nitrato de amonio, teniendo así el anión nitrato y el catión amonio que se ven atraídos por las cargas parciales (del signo opuesto) del agua. Como reacción endotérmica absorbe calor y por tanto, enfría NH 4 NO3 ( S ) + H2 O NH 4(+¿ac ) ¿ −¿

+¿

NO 3( ac ) +NH 4( ac ) ¿ ¿ Reac. 2 Variación de entalpía = 26,3 kJ/mol Experimento 3. Al disolver hidróxido de sodio en agua se desprendió mucho calor, ya que el tocar el tubo de ensaye éste estaba muy caliente y la temperatura aumentó bastante Tinicial: 26°C Tfinal: 41°C El Hidróxido de Sodio es una base fuerte que se disuelve con facilidad en agua, disociándose por completo en iones, generando gran cantidad de calor.

NaOH (S) + H 2 O→ Na+ ¿OH

−¿↑∆ ¿

´− ¿ + H+¿OH

¿

¿

¿

Experimento 4. Observamos como al aumentar la temperatura del disolvente (agua) aumentó la solubilidad del soluto (acetato de sodio) y al disminuir su temperatura este comienza a cristalizar, lo que ocurre es que baja su solubilidad y obtenemos una solución sobresaturada que cristaliza. Al tubo 2 que se le agregó el cristal de la misma sal, su cristalización ocurrió más rápido que en el tubo 1. Al entrar en contacto las partículas de acetato de sodio con la disolución se produce una rápida cristalización. Al producirse esta perturbación las moléculas se ordenan y forman enlaces dando así como resultado un sólido. Al tocar el tubo notamos que su temperatura es alta esto se produce porque se ha liberado energía aumentando así la temperatura del cristalizado. t (seg)

0´´

300´´

300´´

380´´

660´´

900´´

T °C

30

28

27

25

23

20

1800´´ 15

Tabla 1. Temperatura en función del tiempo del tubo 1. Como podemos observar tardó bastante en que la solución del tubo 1 se cristalizara por completó y aun así no logramos conseguir una cristalización completa por falta de tiempo y porque el agua de la llave no estaba lo suficientemente fría como se debía de tener. Experimento 5. Se llevó a cabo un calor de adsorción, en donde la silica gel se encontraba a una temperatura inicial de 24ºC, al momento de agregar agua se desprendió calor, haciendo que la silica gel adsorbiera la humedad, a expensas de la vaporización a una temperatura final de 27ºC. Por lo tanto es un proceso exotérmico y el calor es debido a la condensación del

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adsorbato más la energía generada en la unión adsorbente-adsorbato. La adsorción cae de lleno dentro del intercambio iónico y a menudo se le llama adsorción por intercambio, que es un proceso mediante el cual los iones de una sustancia se concentran en una superficie como resultado de la atracción electrostática en los lugares cargados de la superficie. La adsorción que tiene lugar debido a las fuerzas de Van del Waals se llama generalmente adsorción física y es aquella en donde un elemento o compuesto químico, se adhiere a una superficie, que puede estar formada por el mismo tipo de compuesto o por alguno diferente, y en el que la especie adsorbida conserva su naturaleza química Reacción:

SiO 2( S ) + H 2O → H 2 SiO3 ( ac ) ↑ ∆ Experimento 6. Durante este experimento se llevan a cabo diferentes tipos de reacciones de calor. El dicromato amónico, (NH4)2Cr2O7, a altas temperaturas, se descompone espontáneamente en óxido de cromo (III), nitrógeno y agua, según la reacción: (NH4)2Cr2O7→ Cr2O3 + N2 (g) + 4 H2O (g) La reacción se inicia quemando una cinta de magnesio introducida en los cristales de color naranja que forma el dicromato amónico cristalizado. Al quemar el Mg se produce una reacción exotérmica: Mg + ½ O2 → MgO (sólido blanco) El calor producido en esta reacción es suficiente para iniciar la descomposición del dicromato amónico que se autooxida y reduce cambiando de color naranja a color verde oscuro, como se pudo observar durante el experimento. Oxidante, reacción de reducción. 2−¿+8 H + ¿ +6 e

− ¿→ Cr O3 + 4H 2 O ¿ 2

Cr2 O7

¿

espontáneo ocurre sin el suministro de energía externa. Un proceso espontáneo puede ocurrir rápida o lentamente, pues la espontaneidad no se relaciona con la cinética o tasa de reacción. La espontaneidad de un proceso puede depender de la temperatura. La termodinámica y calorimetría están asociadas y ninguna es independiente de la otra Cuestionario. 1. ¿Qué es una reacción endotérmica y una reacción exotérmica? Reacción endotérmica: Aquella que absorbe energía, normalmente en forma de calor, tiene una variación de entalpía positiva. Reacción exotérmica: Es aquella que desprende energía, ya sea como calor o como luz, tiene una variación de entalpía negativa. 2.

¿

Reductor, reacción de oxidación.

2 NH 4

+¿→ N 2 +8 H

+ ¿ +6 e−¿¿ ¿

¿

En esta etapa se lleva a cabo una ignición, que ocurre cuando el calor que emite una reacción llega a ser suficiente para sostener otra reacción química como es el caso del dicromato amónico. En cuanto al yodo, a temperatura ambiente, es un sólido negro, pero por su carácter volátil, durante la reacción al entrar en contacto con el calor desprendido, cambia de fase (sublimación), produciendo un gas de color violeta muy evidente en el experimento Conclusión. La termoquímica es una parte de la química que estudia las transferencias de calor asociadas a las reacciones químicas. Estas transferencias de calor se asocian con la entalpia; si en una reacción química absorbe calor, la reacción se denomina endotérmica, y si cede calor la reacción se llama exotérmica. En las reacciones químicas, un proceso

3.

Defina los siguientes calores. Calor de reacción: Es el cambio en la entalpía de una reacción química que se produce a una presión constante. Calor de formación: Es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante. Calor de combustión: es el calor de reacción que se obtiene de la oxidación de la sustancia con oxígeno molecular. Calor de cristalización: consiste en separar un soluto de una solución mediante la formación de cristales de éste en el seno de la solución. Calor de absorción: La absorción de calor se produce cuando un cuerpo cede su calor a otro cuerpo que lo absorbe. Calor de hidratación: Es la cantidad de calor que se libera al hidratar la unidad de masa de un compuesto. Calor de solución: es el proceso de disolución de una sustancia suele ir acompañado de una absorción o desprendimiento de calor. Calor de cambio de fase: Es la energía requerida por una cantidad de sustancia para cambiar de fase. Escriba la ecuación termoquímica que represente el fenómeno que se lleva a cabo en cada una de las experiencias planteadas en esta práctica. Experiencia 1. Reacción exotérmica.

Experiencia 2. Calor de solución positivo. (Reacción endotérmica).

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El óxido de cromo (III) es un sólido que ocupa un volumen mayor dando una coloración verde oscuro. 5.

¿Qué es la calorimetría? ¿Qué es termoquímica? La Termoquímica es la rama de la Termodinámica que estudia las variaciones de energía que se producen en las reacciones químicas. Es decir, la Termoquímica estudia la conversión de energía química en energía térmica y viceversa. La Calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir la cantidad de calor generada o perdida en ciertos procesos físicos o químicos.

6.

Demuestra que las leyes de termoquímica son consecuencia de la primera ley de la termodinámica. Las leyes termoquímicas fueron enunciadas antes de que fuera conocido el Principio de Conservación de la Energía (Helmholtz, 1847). Hoy podemos ver que no son más que distintos enunciados de ese principio general.

7.

En las experiencias que requieren agitación ¿Por qué esta no debe ser brusca? Porque puede ocurrir una reacción violenta.

8.

En la experiencia No. 6 ¿Qué tipo de reacción es la ignición de la cinta de magnesio? Al quemar el Mg, se produce una reacción de tipo exotérmica, la cual es suficiente para iniciar la descomposición del dicromato amónico que se auto oxida y reduce posteriormente, cambiando de color naranja a color verde oscuro.

9.

En la experiencia No 1. ¿De dónde toma energía el éter para evaporarse? Se produce una reacción espontánea de tipo exotérmica, entre el agua y el ácido sulfúrico los cuales al entrar en contacto se disocian formando el ion hidronio y bisulfato , que vuelven el medio altamente ácido y como consecuencia se desprende una gran cantidad de calor producto de dicha reacción. Esto permitió que el éter cambiara de fase.

Experiencia 3.Calor de solución negativo. (Reacción endotérmica)

Experiencia 4. Calor de cristalización

Experiencia 5. Calor de adsorción.

SiO 2( S ) + H 2O → H 2 SiO3(ac ) ↑ ∆ Experiencia 6. Diferentes tipos de calores de reacción.

4.

En la experiencia No. 6 ¿A qué se debe el cambio de color del dicromato? El dicromato de amonio es un sólido de color naranja, que cuando es sometido a altas temperaturas, inicia su descomposición reduciéndose en Cr 2 O3 , N 2 y H 2 O.

10. Describa brevemente el proceso de cristalización. Es el procedimiento de purificación por el cual se produce la formación de un sólido cristalino, a partir de un gas o un líquido. 11. Diga algunas aplicaciones prácticas de la termoquímica en su área profesional. En las plantas, se lleva a cabo una serie de procesos químicos para la realización de

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fotosíntesis, lo cual sería difícil de entender sin ayuda de la termoquímica .En el caso de organismos más complejos, permite conocer su metabolismo y características para entender su funcionamiento. Es incorrecto ya que al incrementar la temperatura de un sistema cerrado, la presión incrementara conforme aumente la temperatura. Sin embargo la entalpia solo puede ser calculada a presión constante. 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 (es decir que cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del sistema es negativa).

https://unaquimicaparatodos.com/wp-content/uploads/201 7/01/6.-TERMOQUIMICA.-LIBRO-PRINCIPAL.pdf

12. Un estudiante plantea la siguiente proposición errónea en un informe de laboratorio sobre una bomba calorimétrica ΔEH = ΔEE + PΔ. Ya que el proceso en la bomba calorimétrica es a volumen constante, ΔEV = y ΔEE = ΔE. Explique porque es incorrecto este argumento. Es incorrecto ya que, al incrementar la temperatura de un sistema cerrado, la presión incrementará conforme aumente la temperatura. Sin embargo, la entalpia solo puede ser calculada a presión constante. 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, (es decir que cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del sistema es negativa) Referencias [1] Gilbert W. Castellan. Fisicoquímica. Segunda Edición. Fondo Educativo Interamericano. Pearson/Addison Wesley. 1974 [2].P. W. Atkins. Fisicoquímica. Tercera edición. Addison Wesley Iberoamericana. [3] Wilmington, Delaware, E. U. A., 1991, 1986. Samuel Glasstone. Tratado de química Física. Séptima edición. Aguilar ediciones. Madrid, España, 1979. [4] Termoquímica. Recuperado el 16/03/2020 de: https://fisquiweb.es/Apuntes/Apuntes1Bach/Termoquimic a.pdf [5]Academia Recuperado

Osorio. el

Una

química para 16/03/2020

todos. de:

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