Reporte Termoquimica

15 de agosto de 2016

Introducción

La Termoquímica se encarga de estudiar las características de una reacción química, con respecto al requerimiento o liberación energética implicada en la realización de los cambios estructurales correspondientes.

Si la energía química de los reaccionantes es mayor que la de los productos se produce una liberación de calor durante el desarrollo de la reacción, en caso contrario se necesita una adición de calor. Esto hace que las reacciones se clasifiquen en exotérmicas o endotérmicas según que liberen o requieran calor.

Estas cantidades de calor se pueden medir mediante un parámetro termodinámico muy conocido. La variación de entalpia, su símbolo es ∆H, por definición es la variación de calor de un sistema en una transformación a presión constante. La convención más aceptada es la siguiente.

Reacciones exotérmicas: Liberan calor. ∆H negativo.

Reacciones endotérmicas: Absorben calor. ∆H positivo.

Ley de Lavoisier-Laplace

“El calor necesario para descomponer una sustancia en sus elementos es igual, pero de sentido contrario, al que se necesita para volver a formarla”.

Ley de Hess:

Hess enuncio una ley muy importante aplicada a la termoquímica. ¨La variación de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas¨. Es decir, que la suma de los ∆H de cada etapa de la reacción nos dará un valor igual al ∆H de la reacción cuando se verifica en una sola etapa.

Objetivos

• El objetivo de esta práctica es que el alumno realice un análisis cualitativo de algunos calores de reacción comunes.

• Al mismo tiempo distinguirá entre reacciones exotérmicas y endotérmicas y entre los términos Termoquímica y Calorimetría.

Resultados

1) Reacción exotérmica

T inicial = 21 ºC       T final = 90 ºC

A) H2SO4 (l) + H2O        (l)                        H3O + HSO4    Reacción irreversible[pic 1]

B) HSO4 + H2O                      H3O + SO4        Proceso en equilibrio[pic 2][pic 3]

C) CH3CH2OCH2CH3 (l) +6O2                    4CO2 (g) + 5H2O (l)[pic 4]

Calor de combustión, cambio de fases

¿Qué ocurre en forma molecular entre el agua y el ácido?

El ácido sulfúrico rompe enlaces al reaccionar con el agua, lo que         provoca que la energía que hacía ese enlace se libere como energía         térmica, en el cual al colocar el éter, este está expuesto al calor y  produce una flama, derivada de la reacción del éter (reacción C)

2) Calor de solución positiva [pic 5]H +    

T inicial = 26 ºC       T final = 13 ºC

NH4Cl(s) + H2O(l)                      H2O(l) + NH4+(ac) + Cl-(ac)                                                     [pic 6]

Reacción Endotérmica

¿Cómo explica usted el comportamiento molecular?

        El nitrato de amonio absorbe el calor del agua al disociarse.

3) Calor de solución negativo [pic 7]H -

T inicial = 23ºC       T final = 36ºC

NaOH(g) + H2O(l)                     H2O(l) + Na+ (ac)+ OH-(ac)[pic 8]

 Reacción Exotérmica

4) Calor de cristalización

[pic 9][pic 10]

CH3COONa•3H2O(s) + H2O(l)   [pic 11]   4H2O(l) + CH3COO-(ac) + Na+(ac)

¿Cómo explicaría el comportamiento observado?

        El acetato de sodio en solución sobresaturada se cristaliza liberando         energía de sobra en forma de calor, esta energía era la que mantenía en         estado líquido al acetato de sodio aun estando la temperatura debajo de         su punto de fusión.

5) Calor de adsorción

T inicial = 21 ºC        T final = 23 ºC

SiO2(s) + H2O(l)   [pic 12]   SiO2 (s) + H2O(l)

¿A expensas de qué energía se desprende este calor?

        A partir de la energía interna.

6) Diferentes tipos de calores de reacción

(NH4)2Cr2O7 (s)                        Cr2O3 (s) + 4 H2O(l) + N2 (g)[pic 13]

Mg(s) +1/2 O2 (g)                           MgO(S) [pic 14]

I2(s)                           I2(s)[pic 15]

Calor de sublimación, calor de oxido reducción

Cálculos y  Resultados

• Experiencia 1:

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