fisicoquimica informe termoquimica (1)

UNMSM-FQIQ Laboratorio de Fisicoquímica I Termoquímica

1

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE

SAN MARCOS

FACULTAD DE QUÍMICA, INGENIERÍA QUÍMICA E

INGENIERIA AGROINDUSTRIAL

Laboratorio de fisicoquímica i

Practica n° 2

TERMOQUÍMICA

INTEGRANTES :

Peralta Gutiérrez Nayda Rocío, 14070046

Sánchez Sánchez Gino Alexander , 14070153

Torres Rimey María Julia, 14070158

PROFESORA : Mercedes Puca Pacheco

FECHA DE PRÁCTICA : 26/09/15

FECHA DE ENTREGA : 03/10/15


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Contenido

RESUMEN ............................................................................................................................................ 3

I-INTRODUCCIÓN ................................................................................................................................ 4

II-OBJETIVOS ....................................................................................................................................... 5

III-PARTE TEÓRICA .............................................................................................................................. 6

IV-PARTE EXPERIMENTAL ................................................................................................................. 10

V-TABLA DE DATOS ........................................................................................................................... 13

VI-CÁLCULOS ..................................................................................................................................... 15

VII-TABLA DE RESULTADOS .............................................................................................................. 19

VIII-GRAFICOS ................................................................................................................................... 20

IX- DISCUSIÓN DE RESULTADOS ....................................................................................................... 21

X-CONCLUSIONES ............................................................................................................................. 22

XI-CUESTIONARIO ............................................................................................................................. 23

XII-REFERENCIAS ............................................................................................................................... 26

XIII-ANEXOS ...................................................................................................................................... 27


3

RESUMEN

El objetivo de la práctica fue determinar el cambio térmico que acompaña a las

reacciones químicas, así como también la capacidad calórica del sistema aislado.

Se tuvo en cuenta los siguientes parámetros:

Presión=756 mmHg Temperatura=21°C HR= 96%

La termoquímica es una rama de la fisicoquímica el cual determina la cantidad de

calor adsorbida o liberada en una transformación física o química .Esto dependerá

de la naturaleza, condición física y cantidad de reactantes.

En primer lugar se determinó la capacidad calorífica de un calorímetro que consta

en tomar temperaturas de cierta cantidad de agua, mezclándose con otro de igual

cantidad, pero de distinta temperatura y con ello calculamos una capacidad

calorífica experimental de 206.25 cal/gºC.

Luego se halló el calor de neutralización ; en donde reaccionan un ácido fuerte con

una base fuerte en este caso ácido clorhídrico e hidróxido de sodio

respectivamente, para evaluar su concentración mediante la valoración de la base

con biftalato de potasio y del ácido con la base, luego se evaluó la cantidad de

volúmenes para la neutralización VNaOH(termo)= 153.84mL y VHCl(pera)=46.16 mL

después se determinó las concentraciones del hidróxido de sodio:0.2188N y del

ácido clorhídrico :0.795N.Posteriormente colocamos la base y el ácido en el termo

y determinamos la temperatura del equilibrio :26.5oC,luego hallamos el número de

moles del ácido o base y conociendo la capacidad calorífica del sistema(206.25

cal/gºC)., obtuvimos el calor de neutralización del sistema: 12.24kcal/goC

El % de error del calor de neutralización fue de 8.38%.

Se puede inferir del presente experimento que un ácido y una base cuando

reaccionan despiden una cantidad de energía, es decir, genera una reacción

exotérmica.


4

I-INTRODUCCIÓN

En el presente informe nos avocaremos al estudio de una parte de la

termoquímica. la cual determina la cantidad de calor absorbida o liberada en una

reacción química.

Para un estudio a nivel industrial es de vital importancia el conocimiento del

cambio térmico en las reacciones químicas, empleadas en la producción de

productos en especial el de alimentos ya que estos tienen información calorífica

que es muy importante a la hora de etiquetarlos. Uno de sus usos también puede

ser aplicando la energía solar, estos almacenados pueden ser usados para

producir cemento o incluso hidrógeno, además la producción de metales y

sustratos cerámicos se realizan mediante procesos electrolíticos y térmicos eh

aquí la importancia de la energía solar.

Por esta razón es de vital importancia un correcto estudio de la termoquímica, en

este caso vamos a estudiar de forma específica la capacidad calorífica de un

calorímetro y el calor de neutralización de una reacción de ácido base.


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II-OBJETIVOS

Observar la transferencia de calor entre dos cuerpos, mediante la

experimentación. Usando el termómetro.

Determinar empíricamente la capacidad calorífica de un sistema, aplicando

el balance de calor.

Cuantizar el calor de neutralización en el laboratorio. Usando un ácido y

una base, y por supuesto el sistema en sí.


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III-PARTE TEÓRICA

Definición:

La termoquímica hace referencia al estudio de las transferencias energéticas

aplicado a las reacciones químicas. Esta es una ciencia que se aplica al estudio

de los cambios químicos.

Leyes fundamentales de las reacciones químicas; conservación de la masa y de la

energía:

Este estudio energético de los cambios químicos es fundamental para tener una

visión completa de las reacciones químicas, ya que estas obedecen a dos leyes

fundamentales:

La Ley de Conservación de la Energía, que constituye el Primer Principio de la

Termodinámica en su formulación más simple, que es que “la energía ni se crea ni

se destruye, sólo se transforma”.

Definición de sistema termodinámico y de entorno:

Vemos que han surgido dos conceptos, el de sistema y entorno, que surgen de la

necesidad de delimitar el objeto de estudio para poder estudiar los cambios de

energía asociados a una reacción química. El SISTEMA es la parte del Universo

que se aísla del resto para observarlo, en nuestro caso, por ejemplo, un recipiente

en el que tiene lugar una reacción química, o un proceso físico relacionado con

una sustancia, como una disolución, una fusión, una vaporización…; el ENTORNO

es todo lo que rodea al sistema, pudiendo estar relacionado con el mismo o no

estarlo.

Tipos de sistemas termodinámicos:

Los sistemas termodinámicos se clasifican en sistemas abiertos, cerrados o

aislados según su capacidad para intercambiar materia y energía con el entorno.

Así:

Sistema abierto: puede intercambiar con el entorno tanto materia como energía,

generalmente en forma de calor. Por ejemplo, la combustión de madera al aire

libre, o una reacción química en un vaso de laboratorio abierto, que permite tanto

el paso de calor a través de las paredes del recipiente (se dice que el recipiente

tiene paredes diatérmicas) como desprendimiento de gases.


7

Sistema cerrado: puede intercambiar energía con el entorno, pero no materia.

Por ejemplo, un recipiente cerrado de vidrio en el que se lleva a cabo una reacción

química que desprende calor. Los gases formados no pueden abandonar dicho

recipiente porque está cerrado con un tapón, pero el calor sí que puede

desprenderse porque las paredes de vidrio son diatérmicas. Si tocamos el

recipiente con las manos, lo notaremos caliente.

Sistema asilado: no es posible el intercambio ni de

materia ni de energía. Por ejemplo, lo que se conoce

coloquialmente como un termo, que técnicamente es un

vaso Dewar y que se usa para llevar infusiones o café y

que se mantengan calientes más tiempo, es en teoría un

sistema aislado, que no permite ni el paso de materia ni

de energía. No obstante, los sistemas aislados son

teóricos, en la práctica siempre hay cierto intercambio

leve de energía y al final, el café se acaba enfriando.

Tipos de Variables termodinámicas:

extensivas e intensivas

Las variables termodinámicas se clasifican en dos tipos, atendiendo a su

dependencia o independencia con la cantidad total de materia presente en el

sistema. Así, tenemos:


8

El intercambio de calor entre un sistema y su entorno se produce como

consecuencia de una diferencia de temperatura, Siempre se produce un flujo de

calor desde el elemento de mayor temperatura al de menor temperatura. En

concreto, la transferencia de calor, Q, que experimenta un sistema formado por

una sustancia pura depende de:

La variación de temperatura que experimenta, ΔT

La masa de la sustancia, m

La naturaleza de la sustancia.

De dicha naturaleza dependen dos parámetros que vamos a definir a

continuación, la capacidad calorífica específica y la capacidad calorífica molar.

Capacidad calorífica específica o calor específico de una

sustancia:

La capacidad calorífica, c, o calor específico, es la energía calorífica necesaria

para aumentar 1ºC o 1K (si hablamos de incrementos es lo mismo) la temperatura

de 1kg de masa de una sustancia a una presión de 1013 hPa, En el SI se expresa

en J/kg·K y es una propiedad característica de las sustancias.

Esto significa que para que un kg de agua aumente 1ºC su temperatura a presión

normal, se han de suministrar 4180 J de energía calorífica.

En general, conociendo la masa de sustancia, m, la variación de temperatura que

experimenta, ΔT, y su capacidad calorífica específica se puede calcular la energía

calorífica intercambiada o transferencia de calor, Q, según la fórmula:

𝑄 = 𝑚. 𝐶. ∆𝑇

Donde:

m = masa de la sustancia

c = capacidad calorífica específica

ΔT = Tf – Ti (temperatura final menos temperatura inicial del sistema)


9

Calores de reacción:

Para simplificar el estudio, dividimos los calores involucrados en las reacciones

químicas (ΔH) en grupos, a saber ΔH de combustión, de neutralización, de

disolución y de formación.

En todos esos casos, es convención que el valor de ΔH debe ser tomado en

condiciones padrón, que son las siguientes:

Presión de 1 atmósfera

Temperatura de 25°C o 298 K;

Sustancias en fase de agregación (sólida, líquida o gaseosa) común en esas

condiciones de presión y temperatura.

Sustancias en la forma alotrópica más estable

Indicamos que el ΔH está en condiciones padrón por la nomenclatura ΔH0 .

Entalpía – estándar de combustión

Se denomina entalpía estándar de combustión a la variación de entalpía (ΔH0)

involucrada en la combustión completa de 1 mol de moléculas de determinada

sustancia en que todos los participantes de la reacción se encuentran en

condiciones estándar.

Entalpía – estándar de neutralización

Se denomina entalpía estándar de neutralización a la variación de entalpía (ΔH0)

involucrada en la neutralización de 1 equivalente-gramos de un ácido por 1

equivalente-gramos de una base, ambos en soluciones acuosas diluidas.

Observemos que el ΔH0 de neutralización entre ácidos y bases fuertes es

constante. Esto ocurre porque todos los ácidos fuertes y las sales obtenidas por la

reacción de estos compuestos se encuentran prácticamente 100% ionizados o

disociados en soluciones acuosas líquidas.

Entalpía- estándar de disolución:

Se denomina entalpía padrón de disolución a la variación de entalpía (ΔH0)

involucrada en la disolución de 1 mol de determinada sustancia en una cantidad

de agua suficiente para que la solución obtenida sea diluida.


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IV-PARTE EXPERIMENTAL

4.1 MATERIALES Y REACTIVOS

Termo Termómetro Agitador

Bureta Probetas de 100mL y 200mL Vasos precipitados

Termómetro Pipeta Termómetro electrónico


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Biftalato de potasio Hidróxido de sodio

Ácido clorhídrico Fenolftaleína


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4.2 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. CAPACIDAD CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO

Primero se instaló el equipo como se muestra en la figura 4. Luego se colocó 100

mL de agua destilada en el termo y el mismo volumen de agua tibia (entre 30 y 40

°C). Posteriormente se tomó las temperaturas exactas de las aguas e

inmediatamente se abrió la llave de la pera y se dejó caer el agua tibia con

agitación constante y por último se anotó la temperatura final que se conoce como

la temperatura de equilibrio.

2. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN 0.2N DE NaOH CON

SOLUCIÓN 0.8 N DE HCl

Primero se determinó las concentraciones exactas de ambas soluciones,

valorando la base con biftalato de potasio y el ácido con la base y a partir de ello

se procede a calcular las concentraciones corregidas. Luego se calculó los

volúmenes de las soluciones de hidróxido y de ácido necesarios para producir la

neutralización, tales que sumados de 200 mL pero para ello se utilizó las

concentraciones halladas. Luego se procedió a secar por completo el frasco termo

y colocar el volumen de base calculado y en la pera el ácido. Por último se mide

las temperaturas de ambas soluciones y se deja caer el ácido sobre la base y se

midió la temperatura final que se conoce como temperatura de una reacción de

neutralización.


13

V-TABLA DE DATOS

Tabla Nº 1: Condiciones

Presión (mmHg) Temperatura (Co) % Humedad

756 21 96%

Tabla Nº 2: Datos Teóricos

Calor específico del agua (cal/gºC) Calor de neutralización (Kcal/mol H2O)

25ºC

1.0 13.36

Tabla Nº 3: Datos Iniciales de las Aguas

Tf agua fría(termo) Tc agua caliente(pera)

22.0 55.0

Tabla Nº 4: Datos obtenidos en la mezcla del agua

Tiempo (s) Temperatura (Co)

inicial 40.0

2 38.8

4 38.7

6 38.6

8 38.5

10 38.4


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Tabla Nº 5: Datos obtenidos en la Valoración de la solución de NaOH

W Biftalato de

potasio (g)

V gastado NaOH

(mL)

Indicador Viraje

0.2011 4.5 Fenolftaleína Incoloro →

grosella

Tabla Nº 6: Datos obtenidos en la Valoración de la Solución de HCl

VHCl (mL) V gastado NaOH

(mL)

Indicador Viraje

3.0 10.9 Fenolftaleína Incoloro →

grosella

Tabla Nº 7: Datos iniciales de las soluciones

Temperatura NaOH (ºC) Temperatura HCl (ºC) Temperatura de equilibrio

Co

24.5 25.0 26.5


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VI-CÁLCULOS

I) CAPACIDAD CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO(C):

C´ =ef

hee

TT

TTmC

)( ... (1) C = C´+ m C e ...(2)

De (1) y (2):

C =

ef

hf

eTT

TTmC

Donde:

m : masa donde es de 100ml = 100g

Ce: calor específico=1 cal/goC

Tc: temperatura del agua caliente (pera) =55oC

Tf : temperaturas del agua fría (termo)=22oC

Te: temperatura del equilibrio=38oC

Luego:

𝐶′ = 100𝑔𝑥1𝑐𝑎𝑙

𝑔𝑜𝐶𝑥 (

𝑇𝑐 − 𝑇𝑒

𝑇𝑒 − 𝑇𝑓)

𝐶′ = 100𝑔𝑥1𝑐𝑎𝑙

𝑔𝑜𝐶𝑥 (

55 − 38

38 − 22)

𝐶′ = 106.25𝑐𝑎𝑙

𝑔𝑜𝐶

𝐶 = 𝐶′ + 𝑚𝐶𝑒 = 206.25


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II) CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

1. Determinación de las Normalidades de las soluciones.

Normalidad del NaOH:

#𝐸𝑞 − 𝑔 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 = #𝐸𝑞– 𝑔𝑏𝑎𝑠𝑒; 𝑉𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜𝑥𝑁𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒𝑥𝑁𝑏𝑎𝑠𝑒;

#𝐸𝑞 − 𝑔 =𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎

𝑃𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒

𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 =𝑀𝑎𝑠𝑎 𝐵𝐹𝐾

𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑥𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻

Entonces:

Masa del Biftalato de Potasio = 0.2011g

Masa molecular de Biftalato de Potasio=204,22g

Peso Equivalente del Biftalato =204.22g/mol

Volumen de gasto NaOH = 4.5mL

𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.2188 𝑁

Normalidad del HCl.

NHCl = Normalidad del Ácido

NNaOH = Normalidad de la Base=0.2188N

VHCl = Volumen del ácido=3mL

VNaOH = Volumen de gasto de la base=10.9mL

𝑁𝐻𝐶𝑙 𝑉 𝐻𝐶𝑙 = 𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑉𝑔𝑎𝑠𝑡𝑜𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑁𝐻𝐶𝑙 = 0.795N


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2. Determinación de los volúmenes de las soluciones:

Va + Vb = 200

𝑁𝐻𝐶𝑙 𝑉 𝐻𝐶𝑙 = 𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻 (200 − 𝑉𝐻𝐶𝑙)

0.795𝑁 𝑉 𝐻𝐶𝑙 = 0.2188𝑁 (200 − 𝑉𝐻𝐶𝑙)

𝑉 𝐻𝐶𝑙 = 46.16𝑚𝐿

𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 = 153.84𝑚𝐿

3. Determinación del Número de Moles de cada uno

Sabemos que N = M pero como en este caso para ambos =1; N = M

# 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 𝑉 𝑁𝑎𝑂𝐻

# 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 153,84𝑚𝐿𝑥0.2188𝑁 = 0.0337

# 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙 = 46.16𝑚𝐿𝑥0.795𝑁 = 0.0337

4. Determinación de la temperatura final del sistema

Donde:

T2 = Temperatura de equilibrio

T1 = Promedio de las temperaturas de ácido y de base

n = # de moles de ácido o de base

= # de OH o OH , =1

Temperatura del NaOH=24.5oC

Temperatura del HCl=25oC

Temperatura del equilibrio=26.5 oC

Temperatura promedio=24.5 oC

𝑄 = 𝐶(𝑇2 − 𝑇1)

𝑛


18

Luego:

𝑄 = 206.25𝑐𝑎𝑙

𝑔𝑜𝐶

(26.5 − 24.5)

0.0337

𝑄 = 12240.36𝑐𝑎𝑙

𝑔𝑜𝐶

𝑄 = 12.24𝐾𝑐𝑎𝑙

𝑔𝑜𝐶

IV) PORCENTAJE DE ERROR %:

Cálculo del % de error en la determinación de la Normalidad de la base:

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 % = |𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜| 𝑥100%

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 % = |0.2 − 0.2188

0.2| 𝑥100%

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 % = 9.4%

Cálculo del % de error en la determinación de la Normalidad del ácido.

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 % = |0.8 − 0.795

0.8| 𝑥100%

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 % = 0.625

Cálculo de % de error en la determinación del calor de neutralización.

Q de neutralización para una temperatura de 25 ºC = 13,36K cal/mol

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 % = |13.36 − 12.24

13.36| 𝑥100%

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 % = 8.38%


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VII-TABLA DE RESULTADOS

Tabla 3R: Datos Iniciales de las Aguas (resultados)

Capacidad calorífica del sistema (cal/goC)

206.25

Tabla Nº 5R: Datos obtenidos en la Valoración de la solución de NaOH

W Biftalato de potasio (g) V gastado NaOH (mL) Normalidad de NaOH(N)

0.2011 4.5 0.2188

Tabla 6R: Datos obtenidos en la Valoración de la Solución de HCl

VHCl (mL) V gastado NaOH (mL) Normalidad de HCL

(N)

3.0 10.9 0.795

Tabla 7R: Calor de neutralización.

Temperatura

NaOH (ºC)

Temperatura

HCl (ºC)

Temperatura de equilibrio (ºC)

n° moles Calor de

neutralización𝐾𝑐𝑎𝑙

(𝑔𝑜𝐶)

24.5 25.0 26.5 0.0337 12.24


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VIII-GRAFICOS


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IX- DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En la experiencia capacidad calorífica de un calorímetro la temperatura de

equilibrio se obtendrá luego que la temperatura del agua fría del termo

aumente y del agua caliente de la pera disminuye.

El valor obtenido del calor de la neutralización (12,24Kcal/goC) es alejado

de lo teórico pero no lo suficiente como para considerarlo como válida.

En la neutralización de ácidos y bases (solución del HCl con NaOH) se

produjo una reacción exotérmica.


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X-CONCLUSIONES

El caso de la base que utilizamos, NaOH, por ejemplo, es hidroscópica es

decir, que absorbe la humedad del ambiente con gran facilidad y rapidez.

Por eso hay que tener mucho cuidado con el uso de ella.

En la neutralización de un ácido fuertemente ionizado (Solución diluida) por

una base fuertemente ionizada trae como consecuencia el calor de

neutralización que no depende del ácido ni de la base

La variación de entalpía de una reacción química es siempre la misma

independientemente del camino al través del que transcurra esto es, que

el calor desprendido en una reacción química es constante e independiente

de que la reacción se realice en una o más etapas


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XI-CUESTIONARIO

1. Explicar brevemente sobre los tipos de calores de reacción.

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: Es la cantidad de calor liberada por mol de sustancia

quemada.

Calor de dilución: Es el cambio de calor asociado al proceso de dilución.

Calor de neutralización: Es el cambio de calor asociado a la reacción entre un

ácido y una base.

2. Establezca una relación entre H y U para una reacción en fase

gaseosa, y determine H y U para la obtención de amoniaco a partir de

sus elementos en fase gaseosa.

RPTA.- Para una fase gaseosa, la relación entre H y U sería:

U = H - nRT

Donde n= #de moles de productos gaseosos - # de moles de reactivos

gaseosos

Para la obtención de amoniaco tenemos la reacción:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Donde H= -46,2 kJ/mol a 25ºC

Ahora, n = 2 – (3+1) = -2

Como tenemos H= -46,2 kJ/mol, calculamos U

U= H - nRT

U= -46,2 kJ/mol + 2*8.3145J/mol-K*(25 + 273.15)K

U = -41.2 kJ/mol


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3. Indique el procedimiento a seguir para determinar el H de una

reacción a temperatura diferente de la estándar.

RPTA.-Si conocemos H para una temperatura dada, podemos calcular el

calor de reacción para cualquier otra temperatura. Debemos conocer las

capacidades caloríficas molares de las sustancias que intervienen en la

reacción.

Para encontrar la dependencia de esta cantidad con la temperatura, derivamos

en función de temperatura:

Por definición dHo/dT=Cpo, por tanto:

Donde Cpo es la capacidad calorífica molar, y Cpo se calcula mediante

capacidades caloríficas molares individuales de productos y reactivos.

Operando obtenemos:

Integrando de To, que es la temperatura estándar; a T, temperatura cualquiera:

Usamos temperaturas absolutas.


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Debemos tener en cuenta que para un intervalo de temperatura pequeño, se

considera constante las capacidades caloríficas, pero para intervalos muy

grandes, consideramos a Cp como función de temperatura T:

Cp= a + bT+ cT2 + dT3….

Donde a, b, c, d son constantes para un determinado material.


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XII-REFERENCIAS

P.W. Atkins, Química Física, 8ª Ed., Barcelona, Ed. Omega, 2006.

G.W. Castellan, Fisicoquímica, 3ª Ed., Iberoamericana, 2000.

S. H. Maron, Fundamentos de fisicoquímica, Mexico, Ed. Limusa, 2001.


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XIII-ANEXOS

Artículo

28 de abril de 2012 Publicado por Mónica González La termoquímica es la parte de la química que se ocupa de los intercambios de calor que acompañan las reacciones. Las reacciones químicas pueden ser de dos tipos Exotérmicas y Endotérmicas.

Exotérmicas: Cuando la reacción sucede con liberación de calor (del centro hacia afuera). Endotérmicas: Cuando la reacción sucede con absorción de calor (desde fuera hacia dentro) Toda sustancia posee una cantidad de energía almacenada en sus enlaces. Cuando la energía contenida en los reactivos es mayor que la contenida en los

productos, tenemos una reacción exotérmica pues sucede liberación de energía. Cuando la energía contenida en los reactivos es menor que la contenida en los productos, tenemos una reacción endotérmica pues sucede absorción de energía. Esa energía contenida en las sustancias recibe el nombre de entalpía (H). La variación de entalpía para cierta reacción química está dada por ΔH = HP – HR Donde HP es la suma de las entalpías de los productos HR es la suma de las entalpías de los reactivos. Cuando la reacción se realiza a presión constante el ΔH se llama calor de reacción. En termoquímica es usual que se expresen las variaciones de energía en las reacciones a través de kilocalorías (Kcal). La kilocaloría es mil veces el valor de una caloría. Una caloría corresponde a la cantidad de calor necesaria para elevar desde 14,5ºC hasta 15,5ºC la temperatura de 1gr de agua. Otra unidad usual en termoquímica es el Joule (J). Una caloría equivale a 4,18 Joule. En las reacciones exotérmicas, ΔHR > ΔHP y por ello ΔH es negativa (ΔHP – ΔHR = -). En las reacciones endotérmicas, ΔHR < ΔHP e por eso ΔH é positivo (ΔHP – ΔHR = +).


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Cuando una reacción termoquímica no informa de los valores de temperatura y presión, se sobre entiende que la misma se realice a 25ºC (o a 298 K), 1 atm y forma alotrópica y estado físico más usual del elemento o compuesto. Esta condición se define como estándar en la termoquímica. Par una misma sustancia:

La forma alotrópica más estable de una sustancia es aquella que presenta menor energía y a él se le atribuye valor de entalpía igual a cero (H=0). Es de costumbre indicarse entalpía en condiciones estándar por ΔH0. Entonces para las formas alotrópicas del elemento químico carbono, tendremos que: Grafito H0 = cero (pues es la forma más estable) Diamante: ΔH0 > cero (pues posee más energía que la forma grafito) Entalpía o calor estándar de formación de una sustancia (ΔH0

f) Es la variación de entalpía o cantidad de calor absorbido o liberado en la formación de un mol de una determinada sustancia, a partir de las sustancias simples correspondientes, todas ellas en estado estándar. La ecuación que sigue representa la formación de CO2 a partir de sus substancias simples más estables. Como la reacción se desarrolla bajo las condiciones estándar, este calor puede ser llamado como calor estándar del CO2.

Las ecuaciones de debajo representan la formación del CO2. La primera a partir del carbono bajo la forma de diamante que no es la forma más estable del carbono. La segunda muestra de formación de CO2 utilizando el CO como punto de partida. Los calores desarrollados durante estas reacciones no pueden ser llamados de calor estándar de reacción de formación de CO2.

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Entalpía o calor de combustión de una sustancia Es la variación de entalpía o cantidad de calor liberado durante la combustión total de 1 mol de la sustancia, con todas las substancias en el estado estándar. En el caso de sustancias orgánicas, se considera combustión total siempre que los únicos productos sean CO2 y H2O. Las reacciones de combustión son exotérmicas y sus valores de ΔH son siempre negativos. Para el etano tenemos entonces:


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