CALOR DE REACCIÓN. CAMBIO DE ENTALPIA PARA ALGUNAS REACCIONES, LEY DE HESS. Duran Cesar, Munive Carlos, Montes Gonzalo, Vannery Yunes.
[email protected] Palabras clave: Reacción, Termodinámica, Entalpía, Exotérmicas.
En la práctica realizada el 16 de septiembre del 2013 Se determinó el cambio de entalpia (medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico) en tres distintas reacciones, dado a que puede variar dependiendo de la reacción a analizar, esto se logró mediante el uso de un calorímetro, y con los datos obtenidos experimentalmente como temperatura inicial y final, se aplicó la Ley de Hess en dichas reacciones utilizadas en esta práctica.
Introducción. Una reacción química es un proceso termodinámico, en el cual una o varias sustancias reaccionan cambiando su estructura y sus enlaces para producir otras sustancias, esto lo hacen absorbiendo o generando calor. La entalpía, nos ayuda a predecir de que tipo es el cambio que ocurre se lleva a cabo dicha reacción que ocurren en las condiciones de presión constante de la atmosfera. Para un proceso endotérmico en el cual el sistema libera calor hacia los alrededores es es positivo, es decir. Para un proceso exotérmico en donde el sistema libera calor hacia los alrededores es es negativo, es decir. El calor de reacción de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de sustancia. Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de ) indicará la cantidad de calor (q) que la muestra ) se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular el cambio de calor esta expresada por la siguiente ecuación. Donde Q= calor a presión constante M=masa de agua.
Imagen 1. Calorímetro a presión constante, construido con
dos vasos desechable de espuma de poliestireno.El vaso exterior sirve para aislar la mezcla de reacción de sus alrededores.
El es un compuesto covalente polar que existe como gas a condiciones ambientales. Se disuelve rápidamente al ponerlo en contacto con el agua, pero en el proceso de disolución reacciona irreversiblemente con el agua, originando iones de hidronio e iones como se observa en la siguiente ecuación. ) ) ) ) )
establece que si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberada o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas. Así conocemos los cambios de entalpia para diversas etapas de la reacción, la suma algebraica nos da la entalpia de la reacción final, y si aplicamos la resta se calcula la entalpia de una de las etapas del proceso, conociendo la entalpia total. El carbono en forma de grafito puede oxidarse hasta dióxido de carbono, por otro lado, el monóxido de carbono puede oxidarse hasta dióxido. La suma de las entalpias en la segunda y tercera etapa es igual a la entalpia de la reacción en la primera, como se ve a continuación.
) ) )
El vaso y el termómetro fueron enjuagados para que las moléculas de la sustancia anterior no afectaran los cálculos de la siguiente reacción. Posteriormente para llevar a cabo la segunda reacción se añadió 2,0 g de NaOH en el calorímetro y a su vez de agrego 0,5M de , se halló la temperatura de la sustancia y de igual manera se agitó la sustancia y la temperatura máxima en el proceso fue tomada. En dicho procedimiento se llevó a cabo la siguiente reacción: ) ) ) ) )
) ) ) )
) ) ) ) ) ) ) )
El objetivo principal de esta práctica ha sido determinar experimentalmente los cambios químicos de entalpía para tres reacciones diferentes y, con base en los valores obtenidos, haber demostrado la Ley de Hess.
Metodología. Al comenzar esta práctica se tomó una muestra inicial de 2,0 g de ) , siendo esta añadida en el calorímetro y disuelta en 100 ml de ) , la temperatura de la disolución fue tomada.
De igual forma antes de proceder con la siguiente reacción el calorímetro y el termómetro fueron limpiados. Seguidamente se midió 50mL de 0,5M y se agregó en el calorímetro con 50 mL de ) , la temperatura inicial su tomada y por último se vertió la disolución para hallar la mayor temperatura alcanzada durante la reacción. Y la reacción dada fue la siguiente: ) ) ) ) ) )
Resultados y discusión. A partir de la experiencia se obtuvieron los siguientes resultados.
Reacción
Componentes
Comp. 1 (mL)
Comp. 2 (g)
Tinicial (°C)
Tfinal (°C)
1
H2O+NaOH
100
2
28
22
2
HCl(ac)+NaOH
100
2
30
38
3
HCl(ac)+NaOH(ac)
50
50
30
33
Tabla 1. Reacciones I m a g e n 2 .Montaje para determinar el calor de reacción.
Luego se agitó suavemente con el termómetro hasta la disolución del soluto y la temperatura mayor alcanzada durante el proceso de disolución fue registrada.
En las reacciones químicas efectuadas en el laboratorio, se observó que matemáticamente el valor de la entalpía en la primera y tercera reacción fue negativo, valores característicos de reacciones exotérmicas. Y en la segunda reacción ocurrió un
en los cambios de temperatura que ocurrieron en las respectivas reacciones.
100 mL de HCl 0,5 M – 2g de NaOH -
Conclusiones. A partir de la experiencia se pudo concluir que en toda reacción química, ocurre que podemos observar absorción o desprendimiento de energía, esta energía liberada o absorbida generalmente se manifiesta en forma de calor, el calor de reacción es el calor absorbido o cedido mientras que las cantidades de reactivos reaccionan totalmente bajo unas condiciones establecidas. Así mismo, una reacción química es un proceso termodinámico, en el cual una o varias sustancias reaccionan por acción de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura y sus enlaces para producir otras sustancias. Las reacciones químicas en las que se produce un desprendimiento de calor, se denominan reacciones exotérmicas; caso contrario, en las reacciones que se experimenta una absorción de calor, se denominan reacciones endotérmicas.
Reacción 3: La disolución acuosa de hidróxido reacciona con el HCl ) ) ) ) ) ) 50 mL de HCl 0,5 M - 50mL de hidróxido -
Preguntas. 1. Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcular el (H1) cambio de entalpía para la reacción I, en Kcal/ mol de hidróxido disuelto. Q H2O = -Qx = mCp T cal/g°C H = Q/N
Cp. del agua = 1
Bibliografía.
Chang, Raymond, Química, Septima Edición. Editorial McGraw Hill, 2002. Chang, Raymond. Química, décima edición Colaboración de Wikipedia es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa. es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica
Anexos. Cálculos.
2. Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcular el cambio de entalpía H2 para la reacción 2, en Kcl/mol de hidróxido disuelto.
3. Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcule el cambio de entalpía H3 para la reacción 3 en Kcal/mol de NaCl acuoso formado.
Reacción 1: NaOH se disuelve en agua ) ) )
100 Ml de H2O - 2g de NaOH -
Reacción 2: NaOH reacciona con HCl.
4. Con base en las tres reacciones anteriores y sus respectivos cambios de entalpía, demuestre la aplicabilidad de la Ley de Hess, tal como se hizo para las tres reacciones de combustión en la sección de antecedentes.
reacciones de combustión calcule el cambio de entalpía para la formación de un mol de metanoCH4 gaseoso a 25oC, a partir de los elementos C sólido e H2 gaseoso. CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O C + O2
→ CO2
2H2 + O2 → 2H2O
∆H1 =
-212,8 Kcal
∆H2 =
-92,1 Kcal
∆H3 =
-136,6 Kcal
Entonces, CO2 + 2H2O → CH4 + 2O2 C + O2 → CO2 2H2 + O2 → 2H2O
∆H1 =
212,8 Kcal ∆H2 = -92,1 Kcal ∆H3 = -136,6 Kcal
Imagen 2. Recogiendo las soluciones para el respectivo procedimiento.
La suma de las ecuaciones produce: C + 2H2 → CH4
∆Hf =
-17, 9 Kcal
Imagen 3. Tomando la temperatura inicial de las soluciones.
Imagen 4. Tomando la temperatura final de las soluciones. Imagen 1. Peso del NaOH que se necesita para su correspondiente procedimiento.
