Practica Quimica

RESUMEN

La práctica de Entalpía de Combustión se realizó mediante el equipo Phywe, por ello, algunas características de la misma cambiaron. Lo primero que realizamos en el laboratorio fue la identificación del material y equipos requeridos para llevar a cabo la práctica. Se checo que todo estuviera en orden y se dio inicio con la misma.

En un mecanismo llamado pastilladora obtuvimos nuestro combustible, en este caso empleamos naftaleno. La píldora obtenida fue pesada y colocada dentro de la bomba para llevar a cabo la combustión posteriormente.

El resto de los dispositivos a emplear fue armado y se dio inicio con la combustión, para lo cual se empleo un generador de voltaje. Al finalizar la reacción química, no se llevo a cabo la titulación de la solución obtenida, debido a que el volumen de ácido requerido para dicha operación era muy grande.

OBJETIVO

Determinación de la entalpía molar de combustión del naftaleno (C10H8) con una bomba calorimétrica.

MARCO TEÓRICO

TERMOQUÍMICA

Durante el transcurso de una reacción química unas sustancias se transforman en otras. Esta transformación suele ir acompañada de un intercambio de energía (calor, eléctrica, luminosa, etc.) La termoquímica es la parte de la química que se encarga de analizar las variaciones de energía (generalmente calor) que acompañan a las reacciones químicas.

El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida, puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=Cte. o a V=Cte., lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a P=Cte., y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina entalpía de reacción. La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria.

Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas. Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta. Si las paredes del sistema son diatérmicas, la temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.

CALOR A VOLUMEN CONSTANTE

Cuando la reacción química transcurre a volumen constante, entonces el sistema no trabaja contra la fuerza de la presión externa, en este caso W = 0, y, según el primer principio de la termodinámica:

Q=(E_2-E_1 )=-∆E

Tomando en consideración las designaciones termoquímicas para la reacción V = Constante.

Q ̅_V= 〖-Q〗_V=-(E_2-E)=-∆E

Es decir, el calor desprendido por el sistema es igual a la disminución de su energía interna durante el paso del estado inicial con gran reserva de energía (U_1) al estado con menor reserva de energía (U_2).

∆U=nC_V ∆T

CALOR A PRESIÓN CONSTANTE

Si la reacción química ocurre a presión constante, entonces el sistema producirá un trabajo de expansión. En este caso:

W=P(V_2-V_1)

Y según el primer principio de la termodinámica:

Q=(E_2-E_1 )+ P(V_2-V_1 )

Después teniendo en cuenta las designaciones termoquímicas, para el transcurso de la reacción P = cte. obtenemos

Q ̅_p= -Q_p=-(U_2-U_1 )-P(V_2-V_1 )=-∆U

Q ̅_p= (U_1+〖PV〗_1 )-(U_2+〖PV〗_2 )=-(H_2-H_1 )=-∆H

La suma U+PV es conocida como la entalpía.

La entalpía se obtiene mediante la fórmula

∆H= nC_P ∆T

LEYES TERMOQUÍMICAS

Primera ley de conservación de la masa o Ley de Lavoisier.

La aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier a la Química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la masa.

En 1774 Lavoisier enunció su ley de conservación de la masa, de forma que: en toda transformación química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción o lo que es lo mismo, “en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable”.

La ley de Lavoisier hizo posible la aparición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos, cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre los cuales también destaca Lavoisier. Además concluyó que el calor necesario para descomponer una sustancia en sus elementos es igual, pero de sentido contrario, al que se necesita para volver a formarla.

Segunda ley de la termoquímica o Ley de Hess.

German Henri Hess, postuló la regala general llamada Ley de Hess, basándose en experimentos, descubrió que la entalpía de una reacción ΔH, es igual, independientemente de si la reacción se efectúa en una o varias etapas. Así, se puede calcular la entalpía de reacción sumando las entalpías de varios pasos hipotéticos en los que se puede descomponer la reacción.

En otras palabras “el calor liberado a presión o volumen constante en una reacción química dada es una constante independientemente del número de etapas en que se realiza el proceso químico.”

La ley de Hess se utiliza para predecir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr.

El cambio de entalpía de una reacción química que transforma los reactivos en productos es el mismo independientemente de la ruta escogida para la reacción. Esto se llama la función de estado. Es decir, el cambio de entalpía que va desde los reactivos a los componentes intermedios A y luego hasta los productos es el

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