INFORME DE LABORATORIO. FÍSICOQUÍMICA I.
PRACTICA N°8. BALANCE TÉRMICO Y ENTROPÍA
ADA LUZ ATENCIA LAMADRID SERGIO MAURICIO BETANCUR HINCAPIÉ GUADALUPE CONTRERAS ROJAS MARÍA JOSÉ QUIROZ BARRETO
Docente: MANUEL PÁEZ. Lic. Qca
Aux de laboratorio: ANDREA ESPITIA Qca.
UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA PROGRAMA DE QUÍMICA MONTERÍA – CÓRDOBA 2014
INTRODUCCION En esta práctica se realizaran procesos experimentales y teóricos en donde se pretenderá enunciar detalladamente los procesos de balance térmico y entropía, para esto daremos a conocer cómo y porque ocurren estos procesos; de manera teórica, luego mediante datos obtenidos experimentalmente realizaremos los cálculos matemáticos requeridos para hallar los resultados esperados. La termodinámica es la parte de la física que trata de los fenómenos relacionados con la energía térmica y para este caso la condición de balance térmico exige que el calor perdido por uno de los cuerpos sea transmitido a un segundo cuerpo en el caso de 2 objetos uno caliente al lado de uno frío, la energía se encuentra concentrada en determinado lugar. La energía entonces se transmite al frío porque es probabilísticamente más frecuente tender hacia el sistema desordenado, en el que la energía se dispersa a lo largo de todo el sistema. El equilibrio químico es una consecuencia del aumento de entropía, Cuando se produce una reacción química se produce "buscando" la configuración más estable, esto es, con un nivel menor de energía. Aquella que dispersa su energía concentrada aumentando la entropía. Una reacción química igual; antes de unirse los reactivos la energía se encuentra concentrada en los enlaces químicos y cuando hay una posibilidad de liberar esa energía concentrada a una energía más dispersa, menos concentrada, el proceso se produce porque la entropía aumenta, porque, digámoslo informalmente: la energía tiende a desordenarse y por tanto a escapar de donde se encuentra concentrada. El Equilibrio Químico busca estar balanceado, pero en el estado de menor energía, es decir, en el estado en que la energía se encuentra más dispersa, más desordenada. Se tiende al equilibrio térmico porque es el estado de menor energía, al igual que un líquido tiende a estar estable en un recipiente en la parte más baja porque es el estado de menor energía. El sistema tiende a liberar toda su energía de donde está más concentrada hacia donde está más degradada.
OBJETIVOS GENERALES Aplicar algunas leyes de la termodinámica a sistemas reales y compara con sistemas ideales. Determina a partir de datos experimentales propiedades fisicoquímicas tales como entropía para un sistema.
OBJETIVO ESPECIFICO Comprobar con la parte teórica los resultados obtenidos en la práctica y analizar las posibles causas de error para afianzar nuestro conocimiento.
FUNDAMENTO TEORICO En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es una magnitud física que, mediante cálculo, permite determinar la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. La palabra entropía procede del griego ( ἐντροπία) y significa evolución o transformación. Fue Rudolf Clausius quien le dio nombre y la desarrolló durante la década de 1850;1 2 y Ludwig Boltzmann, quien encontró la manera de expresar matemáticamente este concepto, desde el punto de vista de la probabilidad De acuerdo con la ley cero de la termodinámica cuando dos sistemas (A y B) que no están en equilibrio térmico, se colocan en contacto existirá un flujo de calor (q) que se dirige desde el sistema que se encuentra a mayor temperatura (TA) hacia aquel donde la temperatura es menor (TB). Dicho de otra forma, si dos sistemas que poseen distinta temperatura interaccionan (por ejemplo, se mezclan), habrá flujo de calor en la dirección de mayor a menor temperatura; los sistemas se pueden interpretar como fuentes de calor y en este caso la condición de balance térmico exige que el calor perdido (por uno de los sistemas) debe ser igual calor ganado (por el otro sistema): -q_(A )=q_B
(1)
La primera ley de la termodinámica permite definir la función entalpía (H) y establecer que para un proceso isobárico (presión constante) el calor transferido (q) durante el cambio de estado es equivalente al cambio de entalpía; es decir q = ΔH (2) En este orden de ¡deas, puesto que e! cambio de entalpía se relaciona con el cambio de temperatura, ΔH =- CpΔT, se puede colocar que: -C_pA ∆T_A =C_pBΔT_B(3) Donde Cp representa la capacidad calorífica (en kJ mol-1K-1) de los sistemas A y B correspondientemente. Si A y B poseen masas, mA y mB, entonces: -m_A C_pAΔT_A=m_B C_pAΔT_B(4)
Y en este caso Cp es el calor especifico (J /gK) de los sistemas. La ecuación (4) se puede desarrollar de la siguiente manera: -m_A C_pA(T_E-ΔT_B=m_B C_pB(T_E-∆T_B)(5) Con lo cual, se obtiene una expresión que es muy útil para el trabajo experimental en el laboratorio, toda vez que permite predecir la temperatura de equilibrio ó conocida ésta, determinar la temperatura inicial de alguno de los sistemas. La entropía es una propiedad de estado termodinámica a la cual se puede acceder partiendo de los preceptos de la primera ley, aplicada a una máquina térmica simple que describe un proceso cíclico denominado ciclo de Carnot; aquí se aplican las relaciones de eficiencia (ecuaciones de Nernst) para obtener una expresión del tipo. ΔS=q_rev⁄T (6) Asi atravez de la ecuación 2 tenemos que: ΔS=∆H⁄T (7) La ecuación (7) tiene aplicación inmediata para transiciones de fase como la fusión, la vaporización y la sublimación puesto que en estos casos la temperatura permanece constante durante el cambio de estado. Sin embargo, para un proceso donde la temperatura del sistema se modifica es conveniente encontrar una expresión más adecuada para ΔS. ' Si el proceso ocurre en etapas infinitesimales, entonces, ds=dH⁄T (8) Con la ayuda de la relación dH C dT p = . La ecuación (8) adquiere la forma, ds=(C_p dT)⁄T(9) Expresión que se puede integrar entre el estado inicial [1] y el estado final [2] para obtener ΔS=S_2-S_1=C_p ln〖T_2/T_1 〗 (10) Si la ecuación (10) se traslada a cada uno de los sistemas implicados en la ecuación (5) entonces se verifica que el cambio neto de entropía que resulta como consecuencia del proceso (de mezcla) es: ΔS=ΔS_A+ΔS_B(11)
Esta práctica tiene como propósito aplicar la relación de balance térmico a la operación de mezcla de dos sistemas, que se encuentran a distinta temperatura, para determinar el cambio de entropía y verificar la espontaneidad del proceso.
MATERIALES Y REACTIVOS MATERIALES Calorímetro Multímetro Balanza Barra magnética Agitador magnético Termómetro Beacker de 200 mL Pinzas para crisol Trozo de metal (cobre, aluminio, zinc) Mechero Agua destilada
DESARROLLODEPRÁCTICA
CÁLCULOS Y RESULTADOS. Datos. TABLAS
GRAFICAS
Cálculos. [TEQ= 52.80C (experimental)] CpH2O=75.29 j. k-1.mol-1 T1(H2O)= 800C n1=3.33 mol (60 g de agua); T2(H2O)=260C n2=2.22 mol (40 g de agua) . - n1Cp(TEQ-T1H2O)= n2Cp(TEQ-T2H2O) -(3.33 mol)( 75.29 j. k-1.mol)( TEQ-353.15 K)= (TEQ-299.15 K) (2.22 mol)(75.29 j. k-1. mol-1) -250,71(TEQ-353.15 K) =167.144(TEQ-299.15 K) -1.5 TEQ + 529,72 K = TEQ-299.15 K (529,72 K-299.15 K)=2.5 TEQ TEQ= (529,72 K-299.15 K)/2.5= 331.56 K TEQ= 58.2 0C (TEORICO) %ERROR = ((58.2-52.8)/58.2)100= 9.28% Esta es la deviación de la temperatura real de la teórica. DS= Cp.Ln (T2/T1) DS1= (75.29 j. k-1. mol-1) .Ln (331,56 /299,15 ) DS1= -425,8 j. k-1. mol-1 DS2= (75.29 j. k-1. mol-1) .Ln (331,56 /353.15 ) DS2=-435.91 j. k-1. mol-1 DS= DS2- DS1= -10,11 j. k-1. mol-1 Considerando que la entalpia (DH) en el proceso fue negativa y de mayor magnitud que el producto TDS la energía libre de Gibbs es menor que cero entonces podemos decir que el proceso es espontaneo. Experimento 4 [TEQ= 27. 0C (experimental)] CpH2O=75,29 j. k-1.mol-1 CpZn=25,4 j. k-1.mol-1 Tzn= ? nzn=0,019 mol (0,712 g de zinc); T (H2O)=260C nH2O=5,55 mol (100 g de agua) . - nzn CpZn (TEQ-Tzn)= nH2O CpH2O (TEQ-TH2O)
-(0,019 mol)( 25.4 j. k-1.mol)( 300.15k- Tzn)= (300.15-299.15 K) (5,55 mol)(75.29 j. k-1. mol-1) -250,71(TEQ-353.15 K) =167.144(TEQ-299.15 K) (-0,4826J/K)(300,15K) + 0,4826,72Tzn J = 418,31 J 0,4826 .Tzn J/K =563,16 J Tzn =1169,34 K (TEORICO) Tzn=896,19 0C. Este resultado es erróneo la granalla de zinc no alcanzo dicha temperatura, pues el zinc empieza a fundirse a 400,34 0C %ERROR = ((896,19 -400,34)/896,19)100= 55,33% Esta es la deviación de la temperatura real de la teórica.
ANÁLISIS DE RESULTADOS. De manera general se puede afirmar que se presentaron, una serie de inconveniente de carácter instrumental, pues los instrumentos con que contábamos no eran los apropiados para realizar esta clase de procedimientos, por ejemplo dado que no contábamos con aislante térmicos apropiados, como un ejemplo muy sencilla e ilustrativo. Partiendo de esta premisa, nos encontramos con la posible causa de las anomalías que encontramos en los resultados, pues en cierto procedimiento encontramos diferencia abismales entre lo obtenido y lo esperado. Sumándole a esto los posibles errores presentado por mala manipulación de los reactivos por parte de nosotros.
CONCLUSION
Aunque a semejanza de la temperatura y la energía, la entropía se asocia a una ley termodinámica específica, su uso no es tan habitual, y es un concepto menos tangible. No obstante, es de vital importancia y amplia aplicación en la ingeniería, en la ciencia y en otros campos. Para entender que es la entropía es necesario considerar tres aspectos clave: desorden, degradación de la energía e irreversibilidad. La entropía puede resumirse como una medida del desorden de un sistema, es decir, una cuantificación de la energía desorganizada o de la reducción de la energía disponible para efectuar trabajo. Asimismo, brinda un parámetro cuantitativo de las irreversibilidades asociadas a un proceso.
BIBLIOGRAFIA
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