INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
ESCUELA NACIONAL DE CIENCIAS BIOLÓGICAS
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I
REPORTE: PRÁCTICA #1TERMOQUÍMICA
EQUIPO 1:o BAUTISTA HERNÁNDEZ RUBÉN
o DE JESÚS QUIROZ CARLOSo RIVERA LUIS K. GABRIELA
PROFESORA: NADIA BELÉN ALVAREZ FLORES
2IV1
ENE/JUL 2014
1O/02/2014 FECHA DE ENTREGA:24/02/2014
OBJETIVOS:
Analizar diferentes tipos de calores de reacción comunes. Distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas. Diferenciar entre los términos Calorimetría y Termoquímica.
MARCO TEORÍCO:
La Termoquímica, es la rama de la Fisicoquímica que estudia las cantidades de calor que acompañan a las reacciones químicas bajo determinadas condiciones. Siendo este análisis puramente teórico, ya que la parte experimental la estudia la calorimetría.
Para comprender de una mejor manera la termoquímica, es necesario basarse en dos leyes: Ley de Hess y Ley de Lavoiser-Laplace, las cuales son una aplicación de la aplicación de la primera Ley de la termodinámica; y por consiguiente de la Ley de la conservación de la energía.
Definimos calor de reacción como el calor cedido o absorbido cuando las cantidades de reactantes específicadas por una ecuación balanceada, reaccionan bajo condiciones específicas.
En algunos casos tenemos reacciones que liberan calor al generar los productos, a estas se las llama exotérmicas. En otros, para que se produzcan las reacciones, se necesita de un suministro de calor para que se puedan producir, a éstas se las llama endotérmicas.
De acuerdo a cada tipo de reacción tenemos varios calores:
Calor de formación. Calor de combustión Calor de absorción. Calor de cristalización. Calor de cambio de fase. Calor de solución. Calor de neutralización. Calor de ionización. Calor de hidratación.
LEY DE HESS
El paso de los reactivos a los productos finales puede hacerse directamente o a través de una serie de estados intermedios, y se cumple que: "la variación de la entalpía en la reacción directa es la suma de las entalpías de cada una de las reacciones intermedias", ya que al ser la entalpía una función de estado, no depende del camino seguido sino de las condiciones iniciales y finales.
Esto es lo que se conoce como la ley de Hess, formulada en 1840, y a través de ella podemos calcular variaciones de entalpía de una reacción con tal de que pueda
obtenerse como suma algebraica de dos o más reacciones cuyos valores de variación de entalpía son conocidos.
La entalpía es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.
Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se deben cumplir siempre:
Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una reacción que se realiza a una Temperatura y a una Presión determinadas, es siempre el mismo, independientemente de la que reacción transcurra en uno o varios pasos.
Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es directamente proporcional a la cantidad de reactivo utilizado o de producto obtenido.
Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos reacciones inversas, son iguales en magnitud pero de signo contrario.
LEY DE LAVOISIER-LAPLACE (Primera ley de la termoquímica).
La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto en sus elementos, es igual al calor desarrollado cuando el mismo compuesto se forma a partir de sus elementos. Esta ley se puede simbolizar mediante:
A → B ▲Hº B → A -▲Hº
MATERIAL:
Vaso de precipitado de 100mL. Agitador de vidrio. Pipeta graduada de 5mL. Ampolleta. Termómetro. Tubos de ensaye. Mechero. Pinzas para tubo. Placa de asbesto. Espátula.
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
EXPERIENCIA 1: Reacción exotérmica:
EXPERIENCIA 2: Calor de solución positivo (∆H+):
EXPERIENCIA 3: Calor de solución negativo (∆H-):
En un vaso deprecipitados agregar 10-20ml de HCl
+5 ml de agua destilada y agitar con cuidado
Colocar un ampolleta de vidrio con éter
Acercar un cerillo al extremo abierto de la boquilla
Observar y concluir
En un tubo de ensaye añadir la sal (nitrato de amonio)
Con el termómetro tomar la temperatura inicial
Añadir 5 ml de agua destilada agitando
ligeramente Tomar la temperatura final
En un tubo de ensaye llenar hasta
la mitad con acetato de sodio
Agregar 2 ml de agua destilada
Calentar con el mechero bunsen hasta una disolución
completa
Vaciar la mitad en otro tubo, enfriar el primer tubo en el agua de la llave hasta cristalizar completamente
EXPERIENCIA 4: Calor de cristalización:
En un tubo de ensaye colocar hidróxido de
sodio
Con el termómetro tomar la temperatura inicial y utilizar como agitador
Añadir 5 ml de agua destilada agitando ligeramente Tomar la temperatura inicial y final
EXPERIENCIA 5: Calor de adsorción:
EXPERIENCIA 6: Diferentes tipos de calores de reacción
En un tubo de ensaye añadir silica gel
Se introduce el termómetro y se agrega el agua destilada
Agitar ligeramente y observar las temperaturas inicial y final
RESULTADOS:
EXPERIENCIA 1: Reacción exotérmica
Tinicial: 20.5°C Tfinal: 45°C
Se observa un aumento de temperatura, el éter comienza a ebullir y se genera una flama constante al acercar un encendedor.
EXPERIENCIA 2: Calor de solución positivo (∆H+)
Tinicial: 22°C Tfinal: 16°C
La solución comienza a “enfriarse” y se demuestra con una disminución de temperatura.
EXPERIENCIA 3: Calor de solución negativo (∆H-)
Tinicial: 21°C Tfinal: 43°C
Se observa un aumento de la temperatura.
EXPERIENCIA 4: Calor de cristalización
Sobre una placa de asbesto se forma un volcán de dicromato de amonio
Añadir la cinta de magnesio y se coloca un extremo que salga del "volcán"
Encender el extremo con un mechero hasta ignición completa de la cinta
Observar las reacciones que ocurren
Tinicial: 23°C Tfinal: 47°C
El primer tubo se cristaliza al agregar un cristal de la sal, y aumenta a una temperatura de 53°C. El segundo tubo se cristaliza a los 56°C.
EXPERIENCIA 5: Calor de adsorción
Tinicial: 21°C Tfinal: 28°C
EXPERIENCIA 6: Diferentes tipos de calores de reacción
En esta reacción, cuando la cinta de magnesio entra en ignición inicia una reacción de óxido-reducción, el dicromato de amonio cambia de estado de oxidación por lo que esto provoca una emisión de energía, la cual se termina cuando el dicromato regresa a su estado original.
CUESTIONARIO:
1.- ¿QUE ES UNA REACCIÓN ENDOTÉRMICA Y QUE UNA REACCIÓN EXOTÉRMICA?
Reacción exotérmica: Es aquella reacción donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER). En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el DH es negativo y significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, por ejemplo en las reacciones de combustión.
Reacción endotérmica. Son aquellas que absorben energía en forma de calor. Una vez que la energía total se conserva del primer para el segundo miembro de cualquier reacción química, si una reacción es endotérmica, la entalpía de los productos Hp es mayor que la entalpía de los reactivos Hr , pues una determinada cantidad de energía fue absorbida por los reactivos en forma de calor, durante la reacción, quedando contenida en los productos. Siendo que en la reacción endotérmica: Hp > Hr.
Y siendo DH = Hp — Hr , entonces en la reacción endotérmica el valor de ΔH será siempre positivo. Siendo que en la reacción endotérmica: ΔH > 0
2.-DEFINA LOS SIGUIENTES CALORES DE REACCIÓN: DE FORMACIÓN, DE COMBUSTIÓN, DE CRISTALIZACIÓN. DE ABSORCIÓN, DE HIDRATACIÓN, DE SOLUCIÓN Y DE CAMBIO DE FASE.
CALOR DE FORMACIÓN
Es el cambio térmico involucrado en la formación de 1 mol de una sustancia a partir de sus elementos
CALOR DE COMBUSTIÓN
Se define el calor de combustión (ΔH) como la cantidad de calor (Q) que cede la unidad de masa del cuerpo al quemarse totalmente. El calor de combustión (ΔH) se expresa en unidades de energía (J) por unidades de masa (kg) y depende del tipo de combustible. Iguales masas de combustibles diferentes, desprenden diferentes cantidades de calor (Q) al quemarse totalmente
CALOR DE CRISTALIZACIÓN
El calor de cristalización es igual al calor absorbido por los cristales al disolverse en una disolución saturada y puede obtenerse a partir del calor de disolución en una cantidad muy grande de disolvente y el calor de dilución de la disolución desde la saturación hasta una gran dilución.
CALOR DE ABSORCIÓN
Es la cantidad de calor que se consume al iniciar una reacción química, durante o después de esta.
CALOR DE SOLUCIÓN O DISOLUCIÓN
La variación de calor que acompaña a la disolución de un mol de una sustancia en un volumen tal de disolvente, que por posterior dilución ya no se produzca una variación de temperatura, se llama calor de disolución.
CALOR DE HIDRATACIÓN
Se llama calor de hidratación al calor que se desprende durante la reacción que se produce entre el agua y una sustancia carente de oxigeno o hidrogeno al estar en contacto,
CALOR CAMBIO DE FASE
Es la cantidad de calor que una sustancia recibe para cambiar de fase cuando la misma se encuentra en el punto de fusión, o en el punto de vaporización, o en el punto de solidificación, etc.
3.-ESCRIBA LA ECUACION TERMOQUÍMICA QUE REPRESENTE EL FENÓMENO, QUE SE LLEVA A CABO EN CADA UNA DE LAS EXPERIENCIAS PLANTEADAS EN ESTA PRÁCTICA:
Experiencia 1
H2SO4(l) + H2O(l) → H3O(l)+ + HSO4-(I) +CALOR
Experiencia 2
H2O(l) + NH4NO3(s) ----> NH4+(ac) + NO3- (ac)
Experiencia 3
NaOH(ac)-------------> Na+(ac) + OH- (ac)+ calor
Experiencia 4
CH3COONa(s) +H2O(l) -------------> CH3COOH + NaOH
Experiencia 5
SiO2 + H2O ------------->H2SiO3
Experiencia 6
(NH4)2Cr2O7→Cr2O3 (s)+N2 (g)+ 4 H2O (g), se genera calor y se mantiene la reacción de dismutación Mg + ½ O2→ MgO (sólido blanco), se genera luz intensa y calor que inicia reacción de dismutación.
4.- EN LA EXPERIENCIA NO.7 ¿A QUÉ SE DEBE EL CAMBIO DE COLOR DEL DOCROMATO?
El calor generado en esta reacción es suficiente para iniciar la descomposición del dicromato amónico que se auto oxida y reduce en un proceso que se denomina DISMUTACIÓN.
El oxidante es la parte aniónica del compuesto es decir el dicromato, el reductor es la parte catiónica, es decir el ión amonio. El dicromato se reduce a óxido de cromo (colorverde) y vapor de agua; por otra parte el ión amonio se oxida a nitrógeno. A su vez se pasadeun sólido cristalino ordenado, el dicromato amónico, a otro poco denso y esponjoso qu ocupa un volumen mucho mayor.
Conclusiones:
La termoquímica es una parte importante de la termodinámica, por tanto de la fisicoquímica. Estudia el cambio de energías caloríficas. En nuestra práctica, pudimos observar precisamente este fenómeno, la variación de la energía calorífica que se demuestra como un cambio de temperatura.