Informe de Termodinamica UNMSM

 

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS  (Universidad del Perú, Decana de América) DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA PRACTICA N°2 CURSO:

FISICOQUIMICA TI TULO: TULO:

TERMODINAMICA PROFESOR :

ANIBAL FIGUEROA TAUQUINO INTEGRANTES:

De la Cruz Asencios, Waldir Marcelino León Bravo, Jean Pierre

TURNO:

Tarde (2 a 5 p.m.)

LIMA –  PERÚ  PERÚ 2019

 

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ÍNDICE I. 

RESUMEN ............................................. ................................................................... ............................................ ............................................. ............................. ......

II. 

INTRODUCCIÓN ......................................... ............................................................... ............................................. ............................................ .....................

III. 

PRINCIPIOS TEÓRICOS ............................................ .................................................................. ............................................ ............................. .......

IV. 

DETALLES EXPERIMENTALES ................... ......................................... ............................................ ........................................ ..................

V. 

TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS .................... ........................................... ........................................ .................

VI. 

CALCULOS Y EJEMPLOS DE CALCULOS ...................................... ............................................................ ......................... ...

VII. 

DISCUSIÓN DE RESULTADOS .......................................... ................................................................. ........................................ .................

VIII. 

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES ................................. ....................................................... ............................. .......

IX. 

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS........... BIBLIOGRAFICAS.................................. ............................................. ........................................... .....................

X. 

APÉNDICE...................... ............................................. ............................................. ............................................ ............................................. ............................. ......

 

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I.- RESUMEN La finalidad de esta práctica experimental fue la determinación del cambio térmico, que se manifiesta en todas las reacciones r eacciones químicas. químicas. Para ello, en primer lugar, se determinó la capacidad calorífica de un calorímetro, mediante un método que consta en tomar t omar temperaturas de cierta cantidad de agua, mezclándose con otro de igual cantidad, en nuestra experiencia se usó agua helada de 6.9 °C y agua de caño a 23,1°C y con ello calculamos una capacidad calorífica experimental de 192.25 cal/gºC. Luego, se determinó el calor de neutralización entre una solución de hidróxido de sodio (NaOH) y otra de ácido clorhídrico  ()  de normalidad conocida, pero reevaluada  para conocer su concentración exacta, para usarlas en el calorímetro ya evaluado, reportando un calor de neutralización experimental de 10.98 Kcal/mol. Este calor de neutralización hallado demostró que este tipo de reacción de neutralización es exotérmica, pues subió 2°C la temperatura de equilibrio (de 24°C a 26°C)

 

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II INTRODUCCIÓN Todo lo que nos rodea está sujeto a transformaciones constantes (físicas o químicas) estás a su vez acompañadas de cambios térmicos. La termoquímica cumple un papel importante en todo esto ya que nos ayuda a determinar la energía almacenada en los enlaces químicos conforme los reactantes se convierten en productos, por lo tanto, el sistema puede absorber calor (endotérmico) o liberar calor (exotérmico). Existen muchas aplicaciones de la termoquímica a nivel Industrial algunas de ellas son las siguientes: - Determinar el cambio de energía en las reacciones mediante el uso de la calorimetría -Deducir los cambios de entalpía cuando no se conozcan de manera directa - Determinar las entalpías del enlace metal- oxígeno - En medicina, se puede conocer el poder calorífico de las grasas azúcares y proteínas para  poder así recomendar recomendar una dieta balanceada.

 

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III PRINCIPIOS TEÓRICOS -La termoquímica: consiste en la aplicación específica del primer principio de termodinámica al estudio de las reacciones químicas. Trata de los cambios térmicos que acompañan a las reacciones químicas y a los cambios físicos conexos a estas. Se considera a Hess (1802-1850) profesor de San Petersburgo, el fundador de la termoquímica, por haber descubierto la ley de que el cambio de calor en una reacción particular siempre es constante e independiente del modo cómo se efectúe la reacción.

- Tipos de reacciones termoquímicas:  exotérmi otérmica ca (liberación de calor) y

endoté térr mi mica ca

(absorción de calor).

-El calor: es aquella energía que se intercambia entre dos cuerpos, esta puede ser generada  por reacciones reacciones químicas, reac reacciones ciones nuclea nucleares, res, disipación elec electromagnética, tromagnética, etc. - Capacidad calorífica: es aquella cantidad de calor requerido para elevar en un grado la temperatura de una determinada cantidad de sustancia.

-Equilibrio térmico: es aquella temperatura de equilibrio a la que llegan dos o más cuerpos de diferentes temperaturas para que sean estables.

-Calor específico: se define como la cantidad de calor que puede absorber una sustancia. - Calorímetro: es un instrumento que sirve para medir la cantidad de calor suministrado o recibido por los cuerpos, es decir, sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así como para medir la cantidad de calor que libera o absorbe dicho cuerpo.

 

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- Entalpia: es el calor de una sustancia a presión constante y se denota por la letra H. Esta  propiedad de las sustancias permite permite calcular el calor que es cedido o ganado por una reacción en particular.

 

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IV DETALLES EXPERIMENTA EXPERIMENTALES LES Procedimiento 1.  Capacidad Calorífica del calorímetro Se midió 150 ml de agua de caño y se vertió en un termo, el cual se encontraba a temperatura ambiente 23.1°C posteriormente se hizo helar agua la cual buscamos encontrar el rango de 2°C a 8°C al verter el agua la temperatura iba subiendo, la temperatura alcanzada fue de 6.9°C. Enseguida se dejó caer el agua helada y movimos para que el intercambio de temperatura sea uniforme, se anotó la lectura del termómetro cada cinco segundos finalmente la temperatura en la cual se estabilizo fue de 16°C

2. 

Calor de neutralización de solución ≈ 0.2 N de NaOH con solución ≈ 0.8 N de HCl 

Se determinó las concentraciones exactas de dichas soluciones por titulación, para tener una mejor observación se usó la fenolftaleína, se valoró la base con 0,2147g de biftalato de potasio al cual se le adicionó 50 mL de agua para tener una solución acuosa y se obtuvo 0.19 N de  NaOH, luego luego se valoró valoró el ácido con la bbase ase y se obtuvo 00.8588N .8588N por parte del HCl, HCl, después se calculó los volúmenes de las dos soluciones que están directamente proporcional a su normalidad para que su suma sea 300mL con el objetivo de producir una neutralización. La  base fue vertida al termo cuya temperatura fue f ue de 24.4°C mientras que el ácido a la pera de decantación 24.6°C, se tomó la temperatura de ambas soluciones y finalmente se abrió la llave de la pera para la neutralización ácido –  base,  base, y se tomó su temperatura final. La cual esta resulto mayor 26°C.

 

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TABLA DE DATOS Y RESULTADOS TABLA #1:

CONDICIONES DE LABORATORIO  PmmHg  T °C 757.6 24

%HR 98

TABLA #2: DATOS EXPERIMENTALES

2.1) TEMPERATURAS T° (terma): 23.1° C DEL AGUA T° (pera): 6.9 °C ∆T° por cada 5s 22.5 16.4

16.2

16.1

16.

2.2) TEMPERATURA DE REACTIVOS (°C) T° de NaOH T° de HCl  ∆T° por cada 5s 24.9 25.6 25.8

24.3|°C 25.8 °C 26

26.2

26.3

26.3

 

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2.3) VOLUMEN DE REACTIVOS (°C) Volumen de NaOH

222.7 mL

Volumen de HCl 

77.3 mL

2.4)  NORMALIDAD DE REACTIVOS REACTIVOS (°C)  Normalidad de NaOH  Normalidad de HCl 

0,19 0.8588

TABLA #3: DATOS TEÓRICOS

 NORMALIDAD DE REACTIVOS REACTIVOS  Normalidad de NaOH  Normalidad de HCl

0.2 N 0.8 N

 

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TABLA #4: RESULTADOS Y % DE ERRO ERROR R

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN Valor teórico Valor experimental 13,36 kcal/mol -10.98 kcal/mol

CÁLCULOS:  4.2(a) : Normalidad  Normalidad corregida de la base (Na (NaOH) OH) 

.⁄    .  =   ( ) ) × 10−

0.2147⁄204.22    =   5.6×10−

 = .   

4.2(b): Normalidad corregida corregida del acido (HCl) 

  =       0.19 0.19 × 22 22.6 .61 100−    = =  5  = . .  

% error 17,81 %

 

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4.2 (b):

 +  = 300 300  Te Th

16°C 6.9°C 23.1°C 150g 1 cal/g°C Capacidad calorifica de todo el sistema

Tr

m Ce C’ 

 = 0.85 0.8588 88   = 0,19      =    0.85 0. 8588 88 × (3 0 0  ) = 0,19 ×     =        =    

5.2(a) Hallando la capacidad calorífica del sistema

 (  ℎ ) = ′(   ) 

150  × 1

cal °C × (166.9) = C′( ′(223.1  16)  g

 

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  = 192.25 192.25 / /° ° 

Hallando capacidad calorífica de todo el sistema incluyendo agua helada:

 =   +    



 = 192.25 ° +150 °    = 3 4 2 .2 5

   °

5.3) Hallando calor de neutralización  

T2(temperatura de equilibrio) T1(promedio de las temperaturas de ácido y base)  N (# moles) Numero de moles del ácido o base (Utilizamos la base)

 =  ×   Se sabe que NB =0.19 y  = 1  entonces MB=0.19M Ahora:

 =  ×    = 0.19 0.19  00.2 .246 46 = 0. 0.04 046674   

26°C 25.05°C 0.04674  

 

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5.3) Hallando el calor de neutralización:

2.225 × (26  24.5 .5)) (   ) 342. = 10,98 10,98 / /   = = 0,04674 

 =            (26 (26°) °)  promedio del ácido-base: ½ (24,4+24,6) =24,5°C.  = Temperatura promedio

 

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Discusión de resultados El agua es un compuesto covalente polar y conforme se eleva su temperatura, este rompe sus enlaces puentes de hidrógeno para cambiar su estado de agregación. En la experiencia sometimos una mezcla de agua fría (23,1°C - termo) t ermo) con agua helada (6,9°C-pera), adquiriendo una temperatura de equilibrio de 16 grados, este proceso no fue suficiente para romper todo sus enlaces y cambiar su estado ya que se requiere más de 100 grados para que cambie su estado de agregación( de líquido a vapor )de todo ello se puede deducir que la temperatura de equilibrio fue la correcta ya que cumplió el balance de calor. Cabe recalcar que se necesitaba un agua helada, pero al momento de medir la temperatura se cometió un error, ya que, no nos percatamos de que el termómetro chocaba con la pera haciendo que varíe la temperatura del agua, la pera le transmitía calor al termómetro, pero se solucionó tomando la temperatura sólo del agua evitando chocar el termómetro t ermómetro con la pera. En el calor de neutralización del ácido y la base se comprobó que es exotérmica debido a que el sistema gano 2 grados de temperatura, por lo tanto, el calor de neutralización de un sistema ácido base depende de la neutralización del ácido y de la base, así como la temperatura y de la concentración concentración.. El agua helada de la pera al momento de ser vaciada al termo, no se dio completamente debido a que quedo gotas en las paredes de la pera, esto ocasiono que el volumen solicitado de 150 mL no fuera exacto, por lo tanto, se dio una variación en el porcentaje de error( 17,81%).

 

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CONCLUSIONES -El porcentaje de error fue de 17%, esto nos da a entender que no se utilizo la cantidad exacta de las soluciones solicitadas, por ejemplo, se quedaron gotas de solución en la pera (agua helada), bureta (NaOH y/o HCl). -La neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio tiene como consecuencia un calor de neutralización exotérmico que no depende del ácido ni de la base. -En el proceso de intercambio calorífico no hay transformación de una forma de energía en otra: una parte de la energía interna del cuerpo se transmite al cuerpo frío. -El hecho de que el calor integral de solución varíe con su concentración implica que debe  producirse una variación de eentalpía ntalpía cuando se diluye una solución por adición adición de más solvente

 

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RECOMENDACIONES -No se debe dejar de lado las condiciones de laboratorio, ya que, en esta experiencia dichas condiciones pueden pueden variar la temperatura alejándonos del porcentaje de error aceptable. - para facilitar la obtención del agua helada a la temperatura requerida se recomienda usar una refrigeradora, esto evitaría echar constantemente cubos de hielo al agua y medir con el termómetro constantemente si ya alcanzó la temperatura necesaria. -se requiere bastante precisión al momento de medir la variación de temperatura en el termómetro (sistema termo-pera), debido a que se necesita un intervalo de tiempo exacto, para tener una correcta gráfica temperatura versus tiempo. -Al momento de utilizar la bureta se recomienda enjuagarla con un poco de ácido o base  para homogenizar el sistema cuándo el líquido presente en ella entre en contacto con el vaso  precipitado que contiene la feno fenolftaleína lftaleína para obtener la coloración lila requerida requerida..

 

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APENDICE CUESTIONARIO: 1)  ¿Cuáles son las reglas que se deducen de la Ley de Hess? Dar ejemplos. De esta ley se deduce lo siguiente:   La entalpía de una reacción viene dada por la diferencia de la entalpia de formación de



sus productos menos la entalpia de formación de los l os reactantes.   La entalpia de formación de un compuesto es igual a la entalpia de formación de los  productos de su combustión m menos enos la entalpia de combustión de dicho compue compuesto. sto.   La entalpia de una reacción es también igual a la suma de las entalpias de combustión de los reactantes menos la suma de las entalpias de combustión de los productos.





Ejemplos

Entalpia de formación: H2 (g) + ½ O2 (g) ⟶H2O

∆H=+ 68.3Kcal 

Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de de hidrógeno  hidrógeno y oxígeno se producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua.

Entalpia de combustión: CH4 (g) + 2O2 (g) => 2CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -212.8 Kcal Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano de  metano se desprenden 212.8 Kcal. 2)  Establezca la relación entre ∆H y ∆U para una reacción en fase gaseosa, y determine el ∆H y ∆U para la obtención del amoniaco a partir de sus elementos en fase gaseosa  

  La relación entre la variación de entalpia con la variación de energía interna para una



reacción se da con la siguiente si guiente ecuación: ∆ H = ∆U + P∆V

 

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  Hallar ∆H y ∆U para la obtención del amoniaco gaseoso gaseoso  



 N2 + 3H2(g) ⟷ 2NH3 (g)

3)  Indique el procedimiento a seguir para determinar el ∆H de una reacción a temperaturas diferentes a la estándar La entalpía estándar de formación de un compuesto es el cambio de entalpía que se produce cuando forma 1 mol de esa sustancia a partir de los elementos que lo constituyen en su estado de agregación más estable, a la temperatura de 298 K y a la presión de 1 atm. Para los elementos, en su estado de agregación normal, la entalpía de d e formación vale cero. Al contrario que la presión o la temperatura, la entalpía es una variable extensiva. Si una transformación química en la que interviene un mol m ol de una sustancia supone una variación de entalpía DH, la intervención de dos moles supone una variación de entalpía doble. Puesto que las entalpías de formación se refieren siempre a un mol del producto, hay que tener en cuenta el número de moles considerado en posteriores cálculos termoquímicos.

 

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REFERENCIAS

Atkins P. "Fisicoquímica" 2da. Edición. Ed. Fondo Educativo Interamericano, México, 1986, pág: 204 – 204  – 205.  205. Castellan G. "Fisicoquímica" 2da. Edición. Ed. Fondo Educativo Interamericano, EEUU, 1987, pág: 106, 144. 312-313;324,337 Maron S. Prutton "Fundamentos de Fisicoquímica" 1era. Edición. Ed. Limusa, México, 1968, pág: 269 – 269 – 272.  272. Pons Muzzo Gastón "Fisicoquímica" 6ta Edición Ed. Universo, Lima, 1985. pág: 271 – 271 – 274.  274. 272,273,413,418. Gorbachev " Practicas de Fisicoquimica", 1ra Edicion, Ed. MIR,