Termoquimica

Vista previa del material en texto

introducción
TERMOQUIMICA
La Termoquímica se encarga de estudiar las características de una reacción química, con respecto al requerimiento o liberación energética implicada en la realización de los cambios estructurales correspondientes. Si la energía química de los reaccionantes es mayor que la de los productos se produce una liberación de calor durante el desarrollo de la reacción, en caso contrario se necesita una adición de calor. Esto hace que las reacciones se clasifiquen en exotérmicas o endotérmicas según que liberen o requieran calor. La reacción entre hidróxido de sodio y ácido clorhídrico es altamente exotérmica, mientras que la reacción de formación de óxido de magnesio a partir de oxígeno y magnesio es endotérmica.
Ecuaciones Termoquímicas
En termoquímica las reacciones químicas se escriben como ecuaciones donde además de las fórmulas de los componentes se especifica la cantidad de calor implicada a la temperatura de la reacción, y el estado físico de los reactivos y productos mediante símbolos "s" para sólidos, "g" para gases, "l" para líquidos y "ac" para fases acuosas. El calor de una reacción, QR, usualmente se expresa para la reacción en sentido derecho y su signo indica si la reacción es exotérmica o endotérmica, de acuerdo a que si
Reacción exotérmica: QR < 0
Reacción endotérmica: QR > 0
La siguiente reacción está escrita en forma de ecuación termoquímica:
Fe2O3 (s) + 3C (grafito) ↔ 2Fe(s) + 3CO (g) QR = 492,6 KJ/mol porque se expresan los estados de sus componentes y el calor de reacción en condiciones estándares. Se entiende que 492.6 KJ es la cantidad de calor requerido en la reacción, por cada mol de óxido férrico que reacciona en estado sólido a 25'C y 1 atmósfera de presión
La siguiente reacción escrita en forma termoquímica: 
2H2S (g) + Fe(s) ↔ FeS2(s) + 2H2 (g) QR
o = -137 KJ/mol
Muestra que es exotérmica y que por cada 2 moles de sulfuro de hidrógeno en forma gaseosa que reaccionan se liberan 137 KJ de calor en condiciones estándares, indicado esto mediante el superíndice colocado sobre el símbolo.
Calor de formación de una sustancia
Es la cantidad de calor liberado o absorbido en la reacción de formación de un mol de una sustancia a partir de sus elementos constituyentes. La reacción de formación del bromuro de hidrógeno gaseoso a partir de sus elementos componentes en estado gaseoso y su correspondiente calor de formación, a condiciones estándares, es:
½ H2 (g) + ½ Br2 (g) ↔ HBr (g) Qf
0 = -36,38 KJ/mol
Los compuestos como el bromuro de hidrógeno gaseoso se denominan compuestos exotérmicos porque su reacción de formación es exotérmica, en caso contrario se llaman compuestos endotérmicos.
Es importante notar que el cambio en el estado material de alguno de los componentes de una reacción química producirá un cambio en la cantidad de calor implicada y/o en la naturaleza energética de la reacción. En la reacción de formación del agua no hay diferencias estructurales al obtenerla en forma gaseosa o líquida, pero energéticamente es mayor la cantidad liberada cuando se forma un mol de agua líquida con respecto a la cantidad liberada cuando se forma un mol de agua gaseosa, como se puede observar en las siguientes reacciones de formación.
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ↔ H2O (g) Qf
0 = -241.814 KJ/mol.
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ↔ H2O (1) Qf
0 = -285,830 KJ/mol
Los calores de formación son determinados experimentalmente y para su estimación se asume que el calor de formación de los elementos en estado libre y en condiciones estándares es cero. 
Calor de reacción
Es el calor liberado o absorbido en una reacción a condiciones determinadas. Es una propiedad termodinámica de estado cuyo valor, depende principalmente, de la temperatura de la reacción y se calcula por la diferencia entre las energías químicas de los productos, Ep, y los reaccionantes, Er, es decir, QR = Ep - Er
Cuando la suma de los contenidos calóricos de los productos excede al de los reaccionantes, la diferencia es la cantidad de calor requerida en la reacción endotérmica y es de signo positivo. Si la suma de los contenidos calóricos de los reaccionantes excede al de los productos la diferencia es la cantidad de calor liberada en la reacción exotérmica y es de signo negativo
Ley de Hess
La Ley de Hess expresa que: "El calor de una reacción es independiente del número de etapas que constituyen su mecanismo y, por lo tanto, depende sólo de los productos (estado final) y reaccionantes (estado inicial)"
La ley de Hess aplicada a la reacción global resultante de la suma del conjunto de etapas que explican su mecanismo, permite calcular el calor de reacción estimando la diferencia entre la suma de los calores totales de formación de los productos y la suma de los calores totales de formación de los reaccionantes, es decir: 0 0 0
R p f, p r f, r Q=ΣnQ –ΣnQ siendo np, y nr, los coeficientes estequiométricos y Q0
f, p y Q0
f, r los calores de formación de cada uno de los productos y reaccionantes, respectivamente
Ley de lavoisier
Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con el oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas. La explicación de Lavoisier de la combustión reemplazó a la teoría del flogisto, sustancia que desprendían los materiales al arder.
La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable.
EJEMPLO:
Cogemos 1,5 gramos de AgNO3 y lo disolvemos el agua, lo ponemos en contacto con cobre y se crea Ag, que pesa 0,88. Luego esta a esta plata se le añade HNO3 y se vuelve a crear AgNO3 que ahora debería pesar 1,5 g, pero al haber perdido un poco en los pasos anteriores, por ejemplo impregnada en la varilla oxidación que se haya caído del vaso, pesa 1,46g. Ahora este AgNO3 se mezcla con 1g NaCl y se forma un sólido, se filtra y la disolución se deja evaporar, se pesan las dos sustancias y al sumarlas tiene que dar 2,5g, uno de NaCl y 1,5 de AgNO3 pero al haber perdido otra vez sólo pesa 2,44g. Si la practica se hubiera realizado perfectamente pesaría mas, porque en los primeros pasos se ha arrastrado un poco de cobre.
2 AgNO3 + Cu 2Ag + CuNO3
Ag + HNO3 HNO2 + AgNO3
AgNO3 + NaCl 	 AgCl + NaNO3
objetivo
 * El alumno determinara el calor de combustión a volumen constante de sustancias solidas, aplicando el método calorimétrico.
 * El alumno calculara el calor de combustión a presión constante, mediante la corrección del calor de reacción a volumen constante.
Material y equipo
 * Bomba calorimétrica tipo Phywe completa.
 * Bureta de 25 mL montada en un soporte.
 * Matraz Erlenmeyer de 100 mL.
 * Pipeta graduada de 1 mL.
 * Balanza electrónica.
 * Espátula.
 * Vidrio de reloj.
 * Probeta de 500 mL.
 * 10 a 12 cm de alambre fusible de níquel.
Sustancias
 * Naftaleno
 * Agua destilada
 * Solución 0.075 N de Na2Co3
 * Anaranjado de metilo
DESARROLLO EXPERIMENTAL
Se agregaron 900mL de agua destilada al recipiente adiabático, el cual tenía una barra de agitación magnética en el fondo, la cual servía para agitar el agua contenida a una velocidad constante. Se encendió el sistema a una velocidad de 6 en la escala del sistema.
Mientras tanto, se pesaron 0.2g de naftaleno en una balanza digital y posteriormente se pulverizo en el mortero para poder elaborar una tableta con el polvo obtenido.
Una vez obtenido el polvo de naftaleno, se colocaron 0.1g en la pastilladora, se oprimió y se coloco el alambre. 
Luego se agregaron los 0.1g restantes de polvo y se presiono con la pastilladora hasta obtener una tableta con el alambre dejando dos puntas libres para insertar las terminales internas de la tapa de la bomba.
Se verifico que la bomba calorimétrica estuviera limpia y seca.
Se agregaron 0.5mL de agua destilada dentro de la bomba, posteriormente se coloco la pastilla enlas terminales internas de la tapa de la bomba cuidando que la pastilla no las tocase.
Se cerró la bomba, ajustándola con la brinda, posteriormente se libero el oxigeno en el interior abriendo la válvula de la bomba, finalmente se conecto a la manguera de suministro de oxigeno para llenarla. Se abrió la válvula del tanque y luego se giro lentamente hacia arriba la perilla del manómetro de tal forma que suministrase oxigeno a 7 bar.
Una vez que se percibió la entrada de oxigeno se cerró la válvula de la bomba y posteriormente la del tanque. Finalmente se retiro la manguera.
Se coloco la bomba en el interior del recipiente con agua y se introdujo el termómetro para registrar la temperatura inicial.
Se conectaron los cables a las terminales eléctricas de la bomba y el sistema de ignición. Se conecto la unidad de suministro de energía eléctrica y se encendió.
Posteriormente, se activo la reacción de combustión por ignición con un voltaje de 15 voltios.
Finalizado el proceso de ignición, se separo la llave del interruptor y se desconecto la fuente de suministro de energía eléctrica.
Se observo la temperatura con el termómetro. Una vez estabilizada la temperatura, se registro el dato final.
Luego se suspendió la agitación magnética y se extrajo la bomba calorimétrica para después liberar los gases de la misma abriendo la válvula de escape.
Hecho esto, se abrió la bomba y se comprobó que la combustión se había realizado con éxito y una eficiencia del 100% al observar que la pastilla había sido incinerada por completo.
Posteriormente se midieron 20mL de agua destilada con la bureta para lavar la bomba.
El agua con la que se lavo la bomba, se vació en un matraz Erlen Meyer.
Finalmente se agregaron 3 gotas de anaranjado de metilo y se titulo con Na2CO3.
CÁLCULOS
DATOS OBTENIDOS:
mH2O = 900 g
mpastilla = 0.2 g
Ti H2O = 20℃
Ti H2O = 21.8℃
Longitud del alambre = Lo – Lf = 10 cm – 7.6cm = 2.4cm
NNa2CO3 = 0.0725 N
VNa2CO3 gastado = 0.75 mL
CALCULO DEL CALOR MOLAR DE COMBUSTIÓN A VOLUMEN CONSTANTE
- QCOMBUSTION – QALAMBRE – QHNO3 = QAGUA + QCALORIMETRO
- QV = QAGUA + QCALORIMETRO+ QALAMBRE+ QHNO3n combustible
QCALORIMETRO = (K)(∆T)
QCALORIMETRO = (310.485 cal/℃)(21.8℃ - 20℃) = 558.873 cal
QALAMBRE = (Long. Alambre) (- 2.3 cal/cm)
QALAMBRE = (2.4 cm)( - 2.3 cal/cm) = - 5.52 cal 
QAGUA = m Cp ∆T
QAGUA = (900 g)(1 cal/g℃)(21.8℃ - 20℃) = 1620 cal
QNHO3 = nNHO3 ∆HoR
nNHO3 = (NNa2CO3)( VNa2CO3 gastado)
nNHO3 = (0.0725 mol/L)( 0.00075 L) = 5.4375 x10-5 mol
QNHO3 = (5.4375 x10-5 mol)( - 49372 cal/mol) = - 2.6846 cal
ncombustión = (mC10H8)(PMC10H8) = (0.2 g)(128 g/mol) = 1.5625 x10-3 mol
- QV = 1620 cal+558.873 cal+-5.52 cal+(-2.6846 cal)(1.5625 x10-3 mol)
- QV = 1389227.776 cal/mol
CALCULO DEL CALOR MOLAR DE COMBUSTIÓN A VOLUMEN CONSTANTE
QP = ∆E + ∆n RT
Donde:
∆E = QV = -1389227.776 cal/mol
∆n = Σn (g) productos - Σn (g) reactivos.
	C10H8 (s) + 12 O2 (g) 	 10 CO2 (g) + 4 H2O (l)
	∆n = 10 mol – 12 mol = – 2mol
	QP = (-1389227.776 cal) + (– 2mol) (1.987 cal/molK) (294.8K)
	QP = -1390399.311 cal
	Qp = -1390399.311 cal/mol
Cuestionario
 1) Escriba las ecuaciones de las dos reacciones químicas de combustión llevadas a cabo.
Naftaleno:
C10H8(s) + 12O2 (g) 10CO2 (g) + 4H2O (l)
	Acido benzoico:
C6H5COOH(s) + 9O2 (g) 7CO2 (g) + 6H2O (l)
 2) Determine la entalpia de combustión para cada una de las sustancias, expresando el resultado en Kcal/mol y KJ/mol.
	ΔHc =ΔE + ΔngRT
	ΔE = -1389227.776Calmol
	Δng=∑nprodg-∑nreacg=10molCO2-12molO2=-2mol
	ΔHc=-1389227.776Calmol+-2mol1.987Calmol °K(294.8°K)
	ΔHc=-1390399.311Calmol=-5820135.2Jmol
 3) ¿Qué establece la ley de Hess?
Si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas.
 4) Calcule el valor de ΔH°c teóricamente esperado, con aplicación de la ley de Hess para el naftaleno y para el acido benzoico.
Tome los datos necesarios de la información que se proporciona a continuación:
 Reacción	 | ΔH°r (Kcal)	| ΔH°r (KJ)	|
 10 C (s) + 4 H2 (g) C10H8 (s)	 | 17.82	| 74.59	|
 7 C (s) + 3 H2(g) + O2(g) C6H5COOH (s) | -91.81	| -384.31	|
 C (s) + O2(g) CO2 (g) 	| -94.05	| -393.69	|
 H2 (g) + 1/2O2 (g) H2O (l)	 | -68.32	| -285.98	|
C10H8 (s) 10 C (s) + 4 H2 (g) ΔH°r (kcal) = -17.82 ΔH°r (kJ) = -74.59
10 C (s) + 10 O2 (g) 10 CO2 (g) ΔH°r (kcal) = -940.5 ΔH°r (kJ) = -3936.9
4 H2 (g) + 2 O2 (g) 4 H2O (l) ΔH°r (kcal) = -273.28 ΔH°r (kJ) = -1143.92
C10H8(s) + 12O2 (g) 10CO2 (g) + 4H2O (l) -1231600 Calmol -5155410 Jmol
 5) ¿Cuál es el porcentaje de desviación entre el valor teórico y el valor obtenido experimental mente para la entalpia de combustión (ΔH°c) en cada caso?
E.E =V teorico-V experimentalV teorico x 100 =-1231600 –(-1390399.311)-1231600 x 100 =12.89%
 6) ¿Qué importancia tiene desde un punto de vista industrial, el conocer la entalpia de combustión de un material orgánico? Cite algunos ejemplos específicos.
Es importante de manera que se puede conocer la energía que se desprenderá de una reacción de combustión y así determinar la capacidad de determinados equipos. Esto se aplica en procesos como lo es la fabricación del vidrio y los procesos de fundición de metales, en los que se utilizan hornos de fundición.
CONCLUSIONES
En esta práctica se pudo determinar el calor de combustión que origino la reacción del naftaleno con el oxigeno, convirtiendo la energía química a energía térmica o calorífica, ya que como lo señala la ley de conservación de la energía; la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. La energía de reacción del naftaleno que se origino en el equipo phywe se transformo en energía calorífica que se transmitió hacia el agua del recipiente adiabático, y así obtener los datos necesarios para el cálculo de la entalpia de combustión. El registro del cambio de temperatura en el experimento fue mínimo debido a que el combustible utilizado fue en poca cantidad.
También se concluye se pudo determinar el calor de combustión a presión constante satisfactoria mente mediante la simple corrección del calor de reacción a volumen constante.