Entalpia De Una Reaccion

Termoquímica

1. Introducción.

La inmensa mayoría de los procesos químicos transcurre con un intercambio de energía entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio de estos intercambios de energía constituye el objeto de la termodinámica química. En gran parte de los casos la energía se intercambia únicamente en forma de calor y recibe el nombre de termoquímica la rama de la termodinámica que se ocupa exclusivamente de la energía calorífica asociada a un determinado cambio químico.

Desde el punto de vista del calor intercambiado, las reacciones se clasifican en exotérmicas (si van acompañadas de desprendimiento de calor) y endotérmicas (sí se absorbe calor del medio durante el proceso). Si la reacción transcurre sin absorción ni desprendimiento de calor, se dice que es termoneutra; estas reacciones son poco frecuentes.

Por convenio, el calor desprendido se toma como negativo.

Desde el punto de vista microscópico, el desprendimiento de calor está relacionado con un aumento en la energía de los movimientos al azar de las moléculas del sistema; este aumento espontáneo de la energía cinética en las moléculas implica una disminución de su energía potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los productos frente a los reactivos.

Al final de un proceso exotérmico la entalpía del sistema habrá disminuido (ΔH < 0) y los productos corresponderán a un estado de menor energía potencial (más estable) que los reactivos.

Puesto que el calor asociado con un determinado cambio químico depende de las condiciones bajo las cuales se realice éste, es preciso especificar las mencionadas condiciones. Dado que la mayor parte de las reacciones químicas se realizan en recipientes abiertos y a la presión constante de una atmósfera, el calor de reacción más usado es el calor de reacción a presión constante Qp. Puede demostrarse que si el sistema que reacciona es cerrado (es decir, no intercambia materia con el exterior) y realiza o sufre a lo sumo un trabajo macroscópico de expansión o compresión por causa de la reacción (es decir, en las condiciones habituales del trabajo en el laboratorio), Qp coincide con la variación de la función termodinámica entalpía, ΔH, para la reacción en cuestión. Teniendo en cuenta que la entalpía es una función de estado y que, por tanto, su incremento sólo depende de los estados inicial y final del sistema, es fácil ver que el calor que interviene en un determinado proceso químico será el mismo tanto si la reacción se realiza en una sola etapa como si lo hace en varias (Ley de Hess).

El cambio de entalpía, ΔHA→B, para la reacción A → B

se puede calcular sumando los cambios de entalpía para una serie de pasos intermedios.

A → C → D → B

Así, ΔHA→B = ΔHA→C + ΔHC→D + ΔHD→B. Este concepto es sobre todo útil en el cálculo del cambio de entalpía para las reacciones que no son fáciles de observar o medir directamente.

Las funciones de estado termodinámicas asociadas a un determinado proceso químico suelen conocerse por el tipo de reacción; así se habla de entalpías o de energías libres de neutralización, combustión, disolución, etc. Las variaciones de las funciones termodinámicas de las reacciones químicas dependen de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas, líquido ó sólido) de los reactivos y productos. Para poder comparar las funciones termodinámicas de diferentes reacciones, es conveniente definir un conjunto de condiciones, llamadas estándar, en las que se tabulan la mayor parte de las entalpías. El estado estándar de una sustancia es en el que se encuentra, puro, a presión atmosférica (1 atmósfera) y a temperatura ambiente (generalmente aceptada como 298 K, 25 ºC). Así, la entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y los productos están en su estado estándar. Denotamos una entalpía estándar como Hº, donde el superíndice º indica condiciones de estado estándar.

La entalpía de cualquier proceso se mide fácilmente sin más que tomar las temperaturas inicial y final y teniendo en cuenta que el calor cedido y el absorbido son iguales, en valor absoluto. Para el cálculo, se utiliza la expresión Q = m.ce.Δt.

En la realización de esta práctica habrá que tener especial cuidado con la toma de temperaturas (las diferencias son pequeñas) y con limpiar y secar el termómetro al introducirlo en una disolución distinta. Es mejor utilizar el mismo termómetro, a menos que dispongamos de termómetros bien calibrados.

2.-Objetivos de la práctica.

1.- Observar que las reacciones químicas suelen ir acompañadas de absorción o desprendimiento de calor.

2.- Medir las entalpías de neutralización de varias reacciones y compararlas.

3.- Aplicar la ley de Hess al cálculo de una entalpía de reacción.

3. Material y productos

•Balanza • Agua destilada

•Vidrio de reloj • NaOH, NaOH 0,5M

•Espátula • HCl 0,5M y 0,25M

•Termómetro que aprecie décimas de grado

•Vaso de precipitados de 250 cm3

•Montaje para calentamiento

•Probetas de 100 y 200 cm3

•Varilla de vidrio

•Calorímetro

3. Realización

a) MEDIDA DEL EQUIVALENTE EN AGUA DEL CALORÍMETRO

Cuando un líquido contenido en un calorímetro recibe calor (energía) la absorbe, pero también la absorben las paredes del calorímetro. Lo mismo sucede cuando pierde energía. Esta intervención del calorímetro en el proceso se representa por su equivalente en agua: su presencia equivale a añadir al líquido que contiene los gramos de agua que asignamos a la

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