“Entropía y energía libre”

                      UNIVERSIDAD DE INGENIERÍA Y TECNOLOGÍA[pic 1]

CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA INDUSTRIAL

SEGUNDO CICLO

LABORATORIO DE TRANSFORMACIONES QUÍMICAS DE LA MATERIA

INFORME DE LABORATORIO N°3

“Entropía y energía libre”

INTEGRANTES

Ancajima Céspedes, Carlos

Balaguer Sánchez, Renzo Jair  

PROFESOR

FLORES BARREDA, CARMEN ELENA

Fecha de realización: 21/04/2016

Fecha de entrega: 27/04/2016

2016 - I

1. OBJETIVOS

• Entender la espontaneidad como una transformación química dada no solo por la entalpía, sino por la entropía y la energía libre.
• Determinar la influencia de la temperatura en la espontaneidad de una reacción.
• Calcular la temperatura de una solución saturada en base a su solubilidad molar.
• Calcular los calores o entalpías de reacción mediante calorimetría.

1. PROCEDIMIENTO Y RESULTADOS    

Experiencia 1: “Determinación de la energía libre durante la hidratación del oxalato de amonio”

Diagrama de flujo de proceso[pic 2]

Datos brutos:

• Calor específico del agua (𝐶𝑒): 4.186 𝐽/𝑔 °𝐶

Calcularemos el calor de la reacción: (Ecuación termoquímica)

Q reacción + Q calorímetro + Q mezcla = 0

Q reacción = - [Q calorímetro + Q mezcla] 

Debido a que en el laboratorio 3 calculamos la capacidad calorífica del calorímetro y en esta experiencia hicimos uso del mismo calorímetro, utilizaremos C calorímetro calculado.

Variación de temperatura durante la reacción (T vs t)

Gráfico 2.1
[pic 3]

Según el gráfico 2.1 podemos observar que en relación a la temperatura inicial y temperatura final, estos muestran que la reacción ha perdido calor, es decir es endotérmica.

Al momento de establecer las temperaturas iniciales se considera que el calorímetro se encuentra a la misma temperatura inicial del agua.

Q reacción = - (C * (T Eq – T0) + Ce H20 * m * (T Eq – T0))

Q reacción = - [(- 44.32 J/°C) * (18,8 °C- 21.3 °C) + 4.186 𝐽/°𝐶 * 100 * (18,8 °C – 21,3 °C)]

Dado que la reacción se mantuvo a presión constante, se tiene:

Q mezcla=    H = +1157.3 J[pic 4]

El signo positivo (+) delante de la respuesta, nos indica que la reacción no ha liberado energía, por el contrario, esta ha absorbido energía. Es una reacción endotérmica. La mezcla absorbió 1157.3 J.

Este valor está calculado en base a los 6 g de oxalato de amonio utilizados, por lo que se procederá a establecer el valor de modo general

H hidratación =[pic 6][pic 5]

= 28546,73 J/mol = 28,547 Kj/mol

Respecto a la espontaneidad de una reacción sabemos:

∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇 ∆𝑆

Entonces, a partir de la ecuación de Gibbs deducimos el signo del valor de la entropía para la reacción de esta experiencia, que posteriormente será interpretada y utilizada para explicar la espontaneidad de la reacción.

Como se mencionó, la entalpía de la reacción es positiva:  

∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇 ∆𝑆 

⟹ ∆𝐻 = ∆𝐺 + 𝑇 ∆𝑆

⟹ ∆𝐺 + 𝑇 ∆𝑆 > 0

∴ ∆𝐺 > −𝑇 ∆𝑆 ⟼ (1)

Asimismo, considerando que la reacción ocurrió de manera espontánea, la variación de la energía libre de Gibbs es negativa.  

∆𝐺 < 0 ⟼ (2)

Uniendo (1) y (2):

−𝑇 ∆𝑆 < ∆𝐺 < 0

Por lógica, se establece que:  

−𝑇 ∆𝑆 < 0

∆𝑺 > 𝟎

Por lo tanto, se llegó a deducir en base a la ecuación de Gibbs que la entropía del sistema es positiva, lo cual indica que el desorden molecular final es mayor que el inicial.

De otra manera de explicar, en la reacción el sólido (oxalato de amonio) al entrar en contacto con la solución acuosa (agua) elevo la dispersión en el sistema haciendo que este disperse en toda la solución al sólido como iones separados NH4+ y C2O4-2

Ecuación química

(N2H4)2 C4O4 + H20 = NH4+ + C2O4-2

Experiencia 2: “Determinación del calor de hidratación del cloruro de calcio, CaCl2”

Diagrama de flujo de proceso

[pic 7]

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[pic 10][pic 11]

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[pic 13][pic 14]

[pic 15]

Datos brutos

Establecemos la gráfica de temperatura vs tiempo

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