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.