Práctica 1:Termoquímica

- Conceptos básicos sobre termodinámica -

Para empezar a hablar de la termodinámica es necesario considerar las leyes de la termodinámica, las cuales, postulan que la energía puede ser intercambiada entre sistemas en forma de calor o trabajo. También se postula la existencia de una magnitud llamada entropía, que puede ser definida para cualquier sistema.

a.    Ley cero de la termodinámica. (equilibrio térmico)

"Si dos sistemas A y B están a la misma temperatura, y B está a la misma temperatura que un tercer sistema C, entonces A y C están a la misma temperatura".

Por ejemplo, un termómetro de mercurio (los que normalmente se usan para tomar la fiebre) no mide "de verdad" la temperatura del cuerpo; lo que se mide verdaderamente es la dilatación del mercurio. Esa dilatación del mercurio es proporcional a la temperatura del mercurio. La temperatura del mercurio es igual a la temperatura de la base del termómetro. Y la temperatura del termómetro es la misma que la temperatura del paciente, una vez que uno espera lo suficiente hasta que estén en equilibrio térmico. Por eso para leer la temperatura hay que esperar un rato después de ponerle el termómetro al paciente. 

b.    Primera ley de la termodinámica (conservación de la energía)

La más importante de todas las leyes nos dice que, la energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma de un tipo de energía en otro. Nos da una definición precisa de calor y la trata como una forma de energía.

De manera experimental se demostró que el calor y el trabajo eran equivalentes (1 caloría equivale a 4,186Julios)

c.    Segunda ley de la termodinámica

Nos dice que, solo se puede realizar un trabajo mediante la transferencia de calor de un cuerpo de mayor temperatura a otro de menor temperatura.

O de forma análoga, si no se realiza trabajo, es imposible transferir calor desde una región de temperatura más baja a una región de temperatura más alta.

Además nos da una definición precisa de la propiedad de entropía: la entropía, o sea, el desorden, de un sistema aislado nunca puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema aislado alcanza una configuración de máxima entropía, ya no puede experimentar cambios; ha alcanzado el equilibrio.

La naturaleza, parece por lo tanto preferir el desorden y el caos.

d.    Tercera ley de la termodinámica (Postulado de Nernst)

Afirma que,  el cero absoluto no puede alcanzarse por ningún procedimiento que conste de un número finito de pasos. Es posible acercarse indefinidamente al cero absoluto, pero nunca se puede llegar a él.

Es importante recordar que las leyes de la Termodinámica son sólo generalizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, pero inaplicables a nivel cuántico.

Asimismo, cabe destacar que la primera ley de la termodinámica (conservación de la energía), es una de las más sólidas y universales de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por la ciencia.

- Practica realizada sobre Termoquímica -

En esta práctica determinamos mediante mediciones el calor que absorbe o desprende ciertas disoluciones acuosas. Utilizaremos el calorímetro como recipiente de medición.

La cantidad de calor asociada a las reacciones químicas y a los cambios físicos se establece midiendo los cambios de temperatura de las disoluciones.

Vamos a realizar los siguientes ensayos:

1. Determinación experimental de la capacidad calorífica del calorímetro

El calor ganado por las paredes del calorímetro viene dado por:

De donde la capacidad calorífica del calorímetro, o equivalente calorífico en agua del calorímetro viene dado por:

donde T_o se ha determinado gráficamente.

V(agua fría) =  100 mL	T(agua fría) = Tf =  21,2°C	V(agua caliente) =  100 mL	T(agua caliente) = Tc = 55,5°C
T(1 minuto) =35,2		T(2 minuto) =35,0
T(3 minuto) =34,8		T(4 minuto) =34,7
T(5 minuto) =34,6		T*o=  35,3
qcedido= (mcaliente)(ce)(Tc-To)*=(100)(1cal)(55,5-3553)=2020 cal
qganado= (mfrío)(ce)(To-Tf)* =(100)(1cal)(35,3-21,2)=1410 cal
qcalorímetro = qcedido (agua) - qganado (agua) =2020 cal – 1410 cal = 610 cal
eqc = qcalorímetro /(To-Tf)* =610 cal/(35,3-21,2) = 43,26 cal

* T_o: Temperatura determinada gráficamente. Calor específico del agua: c_e = 1 cal/g·K

2.    Determinación experimental de la cantidad de calor desprendido en reacciones de neutralización

I.  Neutralización de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de hidróxido de sodio

 ^*T_i = (T_NaOH + T_HCl)/2;            c_e » c_agua  » 4,18 J/g· K

                                II.            Neutralización de una disolución acuosa de ácido acético con otra de hidróxido de sodio

Escriba la reacción de neutralización:  NaOH(ac)+AcOH(ac)®CH3COO-(ac)+Na+(ac)+H2O(l)
VNaOH = 50mL	TNaOH = 20,9°C	VAcOH=50 mL	TAcOH =21,3°C
T(1 minuto) =36,9		T(2 minuto) =36,4
T(3 minuto) =36,1		T(4 minuto) =35,9
T(5 minuto) =35,6		To=37,1	(Ti)* = 21,1
qabs.mezcla= m ce (To-Ti)= 1600 cal
qabs.calorímetro= eqc (To-Ti)= 691,2 cal
DHneutralización= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro)= -2291,2 cal = -9,57KJ
Moles de NaAc formados = 0,15 moles
DHneutralización  (en KJ/mol) = -63,84KJ/mol

^*T_i = (T_NaOH + T_AcOH)/2

III. Neutralizacion de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de amoniaco

Escriba la reacción de neutralización: NH3(ac) + HCl(ac) ® NH4+(ac) + Cl-(ac)
VNH3 = 50 mL	TNH3 =21,1 °C	VHCl =  50  mL	THCl = 21,0   °C
T(1 minuto) = 35,9		T(2 minuto) = 35,5
T(3 minuto) = 35,2		T(4 minuto) = 34,9
T(5 minuto) = 35,7		To= 36,2	Ti = 21,05
qabs.mezcla= m ce (To-Ti)=   100·1·(36,2-21,05) = 1515 cal
qabs.calorímetro= eqc (To-Ti)= 43,2·(36,2-21,05) = 654,48 cal
DHreacción= - (qabs.mezcla + qabs.calorímetro)= -(654,48+1515)cal= -2169,48cal=-9,07KJ
moles de NH4Cl formados = 0,15 moles NH4Cl
DHreacción  (en KJ/mol) = -60,47

Ti = (TNH3 + THCl)/2


3. Determinación de la entalpía de disolución del cloruro de amonio

Escriba la reacción de disolución: NH4Cl(s) ® NH4+(ac) + Cl-(ac)
Masa(NH4Cl) =10,10g	Vagua = 50 mL	Tagua = 20,7  °C
T(1 minuto) = 10,9	T(2 minuto) = 11,2
T(3 minuto) = 11,5	T(4 minuto) = 11,7
T(5 minuto) = 12,1	To =  10,6	Ti = Tagua = 20,7
qabs.mezcla= m(NH4Cl + agua) ce (To-Ti)=  -2115,15 J. ce » cagua  » 4,18 J/g·K
qabs.calorímetro= eqc (To-Ti)= 43,2(-10,1)= -436,32 cal=-1823,81J
DHdisolución= - (qabs.mezcla + qabs.calorímetro)= 3938,93J = 3,94 KJ
Moles de NH4Cl = 0,189 mol NH4Cl
DHdisolución (en KJ/mol) = 20,84KJ/mol