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Paso 1. Consultar las referencias bibliográficas ubicadas en el en entorno de aprendizaje - contenidos y referentes bibliográficos de la unidad 1 – Termoquímica y equilibrio con respecto a los temas

ENTALPIA

CALOR ESPECIFICO (S)

CAPACIDAD CALORIFICA (C)

CALORIMETRIA A PRESION CONSTANTE

LEY DE HESS

ENERGIA LIBRE DE GIBBS ENTROPIA (S)

Es una función de estado de la termodinámica se refiere a la entalpia absoluta o cantidad de calor. La entalpia es importante en la comprensión y descripción de los procesos isobáricos. Es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una unidad de masa de una sustancia en un grado. Es la energía necesaria para aumentar una unidad de temperatura (SI: 1 K) de una determinada sustancia, (usando el SI). Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Se utiliza para determinar los cambios de calor en reacciones diferentes a la combustión. Se puede construir con dos vasos desechables de espuma de poliestireno. Es cuando los reactivos se convierten en productos, es una consecuencia directa del primer principio de la termodinámica. Es la función de estado termodinámico fundamental que maneja procesos que se realizan a temperatura y a presión constante AG=AH-T∆ S Es el grado de equilibrio de un sistema termodinámico, o a su nivel de tendencia al desorden (variación de entropía).

ENERGIA INTERNA

Es la energía total de todas las moléculas del objeto, o sea incluye energía cinética de traslación, rotación y vibración de las moléculas, energía potencial en moléculas y energía potencial entre moléculas.

REACCION ENDOTERMICA

Es la energía que se produce y se mantiene de forma independiente y para efectuarse necesita calor. Es la producción de energía y persiste solo a través del suministro continuo de energía. Esta reacción libera calor por esto se llama exotérmica. Tiene lugar cuando se deja que un sistema evolucione por sí mismo, una vez que comienza no requiere de ninguna acción extrema para que el proceso continúe. Este proceso no se produce a menos que intervenga un agente externo.

REACCION EXOTERMICA PROCESO ESPONTANEO PROCESO NO ESPONTANEO CALORIMETRIA

ECUACION DE VAN´T HOFF

BOMBA CALORIMETRICA

Determina los cambios del contenido calórico de un sistema asociado con un proceso físico o químico. Es la medición de los cambios de temperatura cuando un sistema absorbe o emite calor.

lnK ° p=∆G ° / RT es el cambio de entalpia estándar de la reacción de gas ideal a temperatura Cuanto mayor sea el valor de l ∆ h °, tanto más rápido cambia la T constante de equilibrio K° p con la T. Tiene un recipiente de acero, que es la bomba, resiste altas presiones ya que se pueden originar durante las reacciones que ocurren en este envase. Es una forma de medir la concentración que

CONCENTRACCION Y FRACCION MOLAR

expresa la proporción en que se encuentra una sustancia respecto a los moles totales de la disolución. Formula fraccion molar ¿(moles de sustancia ) nt (moles totale sde la disolucion) En estas tablas se encuentran con mucha frecuencia los de vapor saturado y vapor sobrecalentado de sustancias puras como el agua (fluido de trabajo en plantas de potencia y cambiadores de calor) o alguno de los hidrocarburos más conocidos. El desorden esta dado por el número de estados en los que un sistema puede estar. Un sistema estará más desordenado que otro cuando el número de estados diferentes en los que podemos encontrar al primero es mayor que los del segundo. Permite calcular calores de reacción, que por ser a presión constante serán entalpías. Su construcción debe garantizar que el calor no salga del mismo, aunque el mismo pueda absorber cierta cantidad de calor. Mide el calor a presión constante, por lo tanto, determina directamente la variación de la Entalpía. xi=

TABLAS TERMODINAMICAS

SISTEMA ORDENADO O DESORDENADO

CALORÍMETRO A PRESIÓN CONSTANTE

Ejercicio 1. Funciones de estado termodinámicas en reacciones y ley de Hess. La reacción de fermentación obtenida por diferentes azucares o edulcorantes para obtención de etanol, agua y dióxido de carbono, puede llegar hasta ácido acético si el proceso no es vigilado. Para evaluar la energía de la reacción y su viabilidad utilizaremos algunas reacciones (mostradas a continuación) de formación de compuestos hasta llegar a la reacción deseada utilizando la ley de Hess. C(s) + O2(g) CO2(g) H2(g) + ½O2(g) H2O(l) C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l)

CH3COOH(l) + 2O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(l) Reacción de fermentación acética de la LACTOSA elegido con trazas de alcohol y formación de burbujas. C 12 H 22 O11 ( s) +7 O2 (g ) → CH 3 COOH (l )+6 H 2 O (l )+C 2 H 5 OH ( l) +8 CO2 ( g ) Teniendo en cuenta las reacciones anteriores debe:  Calcular ΔH°reacción, Reacción, ΔG°reacción y ΔU°reacción, a partir de los valores de las tablas termodinámicas para cada una de ellas.

SOLUCION 1. C (s )+O 2 (g) →CO 2(g ) La ecuación esta balanceada ∆ H ° T =1∗H ° C O −1∗H ° C −1∗H ° O 2( g )

(

∆ H ° T =1∗ −393.51

(s )

2 (g )

kj kj kj kj −1∗ 0 −1∗ 0 =−393,51 mol mol mol mol

) (

∆ S ° T =1∗S ° C O −1∗S ° C −1∗S ° O 2( g )

(s )

) (

)

2( g )

J J J ∆ S ° T =1∗ 213.74 −1∗ 5.740 −1∗ 205.138 molK molK molK J ¿ 2,862 molK

(

) (

∆ G ° T =1∗G ° C O −1∗G ° C −1∗G° O 2( g )

(s )

) (

)

2 (g )

kj kj kj kj ∆ G ° T =1∗ −394.36 −1∗ 0 −1∗ 0 =−394,36 mol mol mol mol

(

∆ U ° T =∆ H ° T −∆ n g RT ∆ ng=1−1=0 ∆ U ° T =∆ H ° T −0 RT

) (

) (

)

(

∆ U ° T = −393.51

kj KJ kj −0∗ 8.314 X 10−3 ∗298.15 K=−393.51 mol molK mol

) (

)

1 2. H 2( g) + O 2(g) → H 2 O (l ) 2 La ecuación esta balanceada 1 −1∗H ° H − ∗H ° O 2 kj kj 1 kj kj ∆ H ° T =1∗ −285.83 −1∗ 0 − ∗0 =−285.83 mol mol 2 mol mol ∆ H ° T =1∗H ° H

2

O(l)

2 (g)

(

) (

2( g )

) (

)

1 −1∗S ° H − ∗S ° O 2 J J 1 J ∆ S ° T =1∗ 69.91 −1∗ 130.684 − ∗ 205.138 molK molK 2 molK J ¿−163.30 molK ∆ S ° T =1∗S ° H

2

O(l)

2(g )

(

2 (g )

) (

) (

)

1 −1∗G ° H − ∗G ° O 2 kj kj 1 kj kj ∆ G ° T =1∗ −237.13 −1∗ 0 − ∗0 =−237.13 mol mol 2 mol mol ∆ G ° T =1∗G ° H

2

O(l)

2 (g)

(

2( g )

) (

) (

)

∆ U ° T =∆ H ° T −∆ n g RT 1 ∆ ng=0−1− =−1.5 2 ∆ U ° T =∆ H ° T +1.5 RT

(

∆ U ° T = −285.83

kj KJ kj +1.5∗ 8.314 X 10−3 ∗298.15 K =−282.11 mol molK mol

)

(

)

3. C 2 H 5 OH (l )+ 3O2 ( g ) →2 CO 2(g) +3 H 2 O(l) La ecuación esta balanceada ∆ H ° T =2∗H ° CO +3∗H ° H −1∗H ° C H 2 (g )

2 O( l)

2

5

OH (l )

−3∗H ° O

2( g)

(

∆ H ° T =2∗ −393.51

kj kj kj kj kj +3∗ −285.83 −1∗ −277.69 −3∗ 0 =−1366.8 mol mol mol mol mol

) (

) (

∆ S ° T =2∗S ° CO +3∗S ° H −1∗S ° C H 2O( l )

2( g)

2

5

−3∗S ° O

OH( l )

) (

)

2( g)

J J J J J ∆ S ° T =2∗ 273.74 +3∗ 69.91 −1∗ 160.7 −3∗ 205.138 =−18.904 molK molK molK molK molK

(

) (

) (

∆ G ° T =2∗G ° CO +3∗G ° H −1∗G° C H 2 O( l)

2 (g )

2

5

OH (l )

) (

−3∗G° O

)

2( g)

kj kj kj kj kj ∆ G ° T =2∗ −394.36 +3∗ −237.13 −1∗ −174.78 −3∗ 0 =1325.3 mol mol mol mol mol

(

) (

) (

) (

)

∆ U ° T =∆ H ° T −∆ n g RT ∆ ng=2−3=−1 ∆ U ° T =∆ H ° T +1 RT

(

∆ U ° T = −1366.8

kj KJ kj + 1∗ 8.314 X 10−3 ∗298.15 K=−1364.32 mol molK mol

) (

)

4. CH 3 COO H (l) +2 02 (g) →2 C O2 (g) +2 H 2 O (l ) La ecuación esta balanceada ∆ H ° T =2∗H ° CO +2∗H ° H −1∗H ° CH COO H −2∗H ° O 2 O( l)

2 (g )

3

(l)

2( g)

kj kj kj kj kj ∆ H ° T =2∗ −393.51 +2∗ −285.83 −1∗ −484.5 −2∗ 0 =−874.18 mol mol mol mol mol

(

) (

∆ S ° T =2∗S ° CO +2∗S ° H −1∗S ° CH 2 ( g)

2O( l)

) (

3

COO H(l)

−2∗S ° O

) (

)

2(g )

J J J J J ∆ S ° T =2∗ 213.74 +2∗ 69.91 −1∗ 159.8 −2∗ 205.138 =−2.77 molK molK molK molK molK

(

) (

) (

∆ G ° T =2∗G ° CO +2∗G ° H −1∗G ° CH COO H −2∗G ° O 2 (g )

2 O( l)

3

(l)

) (

)

2( g)

kj kj kj kj kj ∆ G ° T =2∗ −394.36 +2∗ −237.13 −1∗ −389.9 −2∗ 0 =−873.08 mol mol mol mol mol

(

) (

) (

) (

)

∆ U ° T =∆ H ° T −∆ n g RT ∆ ng=2−2=0 ∆ U ° T =∆ H ° T −0 RT

(

∆ U ° T = −874.18

kj KJ kj −0∗ 8.314 X 10−3 ∗298.15 K=−874.18 mol molK mol

) (

)

5. C 12 H 22 O 11 ( s) +7 O 2 (g ) → CH 3 COOH (l )+6 H 2 O (l )+C 2 H 5 OH ( l) +8 CO2 ( g ) La ecuación esta balanceada ∆ H ° T =1∗H ° CH COO H +6∗H ° H +1∗H ° C −7∗H ° O 3

2O (l )

(l )

2

+ 8∗H ° CO −1∗H ° C

H5 OH (l )

2 ( g)

12

H22 O

11 (s )

2(g)

(

∆ H ° T =1∗ −484.5

kj kj kj kj kj +6∗ −285.83 +1∗ −277.69 + 8∗ −393.51 −1∗ −2236,77 −7∗ mol mol mol mol mol

) (

) (

∆ S ° T =1∗S ° CH COO H +6∗S ° H + 1∗S ° C H −7∗S ° O 3

2 O( l)

(l )

2

5

OH (l )

) (

+8∗S ° CO −1∗S ° C 2 (g )

12

H 22O

) (

)

11( s )

2(g )

(

∆ S ° T =1∗ 159.8

J J J J J + 6∗ 69.91 +1∗ 160.7 +8∗ 213.74 – 1∗ 386,18 −7∗ 205 molK molK molK molK molK

) (

) (

) (

) (

) (

∆ G ° T =1∗G ° CH COO H +6∗G ° H +1∗G° C H OH + 8∗G ° CO −1∗G° C H −7∗G° O kj kj kj kj kj ∆ G ° T =1∗ −389.9 +6∗ −237.13 +1∗ −174.78 +8∗ −394.36 −1∗ −1566,91 −7∗ mol mol mol mol mol 3

2O (l )

(l )

2

5

(l )

2( g)

12

22 O11 (s )

2(g)

(

) (

) (

) (

∆ U ° T =∆ H ° T −∆ n g RT ∆ ng=8−7=1 ∆ U ° T =∆ H ° T −1 RT

(

∆ U ° T = −3388.48

kj KJ kj −1∗ 8.314 X 10−3 ∗298.15 K =−3390.95 mol molK mol

) (

)

) (

)

 Obtener la entalpia de formación de la lactosa a partir de los elementos o compuestos encontrados en la naturaleza y compara con los valores calculados directamente de las tablas termodinámicas. (C ¿ ¿ ( s )+ O 2(g) →CO 2 ( g) ∆ H ° =−393,51

R//

kj )∗24 ¿ mol

1 kj ( H ¿ ¿ 2(g)+ O 2(g) → H 2 O (l ) ∆ H °=−285.83 )∗22 ¿ 2 mol

kj )∗−2 ¿ mol kj (CH ¿ ¿ 3COO H (l )+ 20 2(g ) → 2C O 2 (g) +2 H 2 O(l) ∆ H ° =−874.18 )∗−2¿ mol (C ¿ ¿ 2 H 5 OH (l) +3 O 2( g ) → 2CO 2(g )+ 3 H 2 O(l) ∆ H °−1366.8

(C

12

H 22 O 11 ( s) +7 O 2 ( g) → CH 3 COOH (l )+ 6 H 2 O (l )+C 2 H 5 OH (l) +8 CO 2( g ) ∆ H °=−3388.48

kj ∗−2 mol

)

24 C( grafito) +22 H 2(g )+11 O 2 (g) →2 C 12 H 22 O 11(s) 24 C (s )+ 24 O 2(g ) → 24 CO 2( g ) ∆ H °=−9444.24 22 H 2(g) +

22 kj O 2 (g) →22 H 2 O (l ) ∆ H °=−6288.26 2 mol

kj mol

4 CO2 (g) +6 H 2 O (l) →2 C2 H 5 OH (l) +6 O 2 ( g) ∆ H ° 2733.6

kj mol

4 C O 2(g )+ 4 H 2 O(l) →2 CH 3 COO H (l) + 4 02 (g) ∆ H °=1748.36

kj mol

2 CH 3 COOH (l) +12 H 2 O (l )+ 2C 2 H 5 OH ( l) +16 CO2 ( g) →2 C 12 H 22 O 11 ( s) +14 O 2 ( g) ∆ H ° =6776.96 24 C( grafito) +22 H 2(g )+11 O 2 (g) →2 C 12 H 22 O 11(s) ∆ H °=∆ H ° 1 +∆ H ° 2+ ∆ H ° 3 + ∆ H ° 4 + ∆ H ° 5 =−9444.24

kj mol

kj kj kj kj −6288.26 +2733.6 + 1748.36 +677 mol mol mol mol

 Responder las siguientes preguntas: ¿El proceso es exotérmico o endotérmico? ¿Sería favorable desde el punto de vista energético obtener los azucares desde los elementos y compuestos encontrados en la naturaleza?, ¿a condiciones normales el proceso es endotérmico o exotérmico, ordenado o desordenado, y espontáneo o no espontáneo?, ¿el proceso es viable a nivel industrial?, ¿Quién determina la viabilidad de reacción?

Ejercicio 2. Calorimetría a presión y volumen constantes.

El calorímetro utilizado en el laboratorio debe ser adiabático, por ello se realiza el cálculo de la constante del calorímetro como primera medida. Para iniciar el experimento, el estudiante mide 200 mL de agua a temperatura ambiente de la ciudad donde reside y los transfiere al calorímetro, luego agrega al calorímetro 200 mL de agua a 40 °C, la temperatura de equilibrio refleja 32 °C. En otro experimento similar, la misma cantidad de agua a temperatura ambiente, se le adiciona 200 mL de agua a 45 °C al calorímetro, como resultado final la temperatura de equilibrio es 33 °C. Teniendo en cuenta los datos anteriores, utilizando la densidad del agua y Cp del agua a las temperaturas indicadas, determinar la constante del calorímetro y concluir si el recipiente es totalmente adiabático.

SOLUCION.

PRIMERO Datos: Agua fría a 26.9°C = 200 ml Agua Caliente 40°C= 200 ml Temperatura Final= 32°C Masa del agua fría: V ∗D=200 ml∗0,99776

g =199.55 g ml

Masa del agua Caliente: V ∗D=200 ml∗0,99225

J ∗K kJ gK J Cp Agua Fría: 4,18 =4,18 =4,18 KgK °C g°C

g =198.45 g ml

J ∗K J Cp Agua Caliente: 4,18 kJ =4,18 gK =4,18 KgK °C g°C

maguafria C p aguafria ( T F −T aguafria ) + maguacaliente C paguacaliente ( T F −T aguacaliente) +C K ( T F −T aguafria ) =0

Reemplazamos:

(

J J ∗( 32 ° C−26.9 ° C ) + ( 198.45 g )∗ 4.18 ∗( 32 ° C−40 °C ) +C K ( 32° C−26.9 ° g°C g° C

(

J J ∗( 5.1 ° c ) + ( 198.45 g )∗ 4.18 ∗ (32 ° C−40 ° C ) +C K ( 5.1° c ) g°C g°C

( 199.55 g )∗ 4.18

( 199.55 g )∗ 4.18

) )

(

(

)

)

834.119 J −6636.168 J + C K ( ° C )

7470.287+C K ( 5.1 ° C )=0

CK=

−7470.287 J J =−1464.762 5.1 ° C °C

2. Datos Agua fría a 26.9°C = 200 ml Agua Caliente 45°C= 200 ml Temperatura Final= 33°C

Masa del agua fría: V ∗D=200 ml∗0,99776

g =199.55 g ml

Masa del agua Caliente: V ∗D=200 ml∗0,99024

g =198.04 g ml

J ∗K J Cp Agua Fría: 4,18 kJ =4,18 gK =4,18 KgK °C g°C J ∗K J Cp Agua Caliente: 4,18 kJ =4,18 gK =4,18 KgK °C g°C

m aguafria C p aguafria ( T F −T aguafria ) + maguacaliente C paguacaliente ( T F −T aguacaliente ) +C K ( T F −T aguafria ) =0

Reemplazamos:

( g °JC )∗( 33 ° C−26.9° C ) +( 198.04 g )∗( 4.18 g °JC )∗( 33 ° C−45° C )+ C ( 33° C−26.9 ° J J ( 199.55 g )∗(4.18 ∗( 6.1 ° C ) + ( 198.04 g )∗( 4.18 ∗ (33 ° C−45 ° C ) +C ( 6.1 ° C ) ) g°C g°C ) ( 199.55 g )∗ 4.18

K

K

5088.12 J −9933.68 J +C K ( 11 ° C )=0

−4845.56 J +C K ( 6.1° C ) =0

CK=

−4845.56 J J =−794.35 6.1 ° C °C

−1464.762 Promedio del Calorimetro=

J J +794.35 °C °C J =−1067.587 2 °C

El resultado del calorímetro dio negativo y se puede determinar que cuando esto sucede es porque hay fugas o el calorímetro no presenta las estructuras adecuadas para dicho trabajo (esta viejo).

 Luego de calcular la constante del calorímetro en el procedimiento anterior, se procede a determinar el calor de reacción de la enolización. Para ello, el estudiante prepara 100 mL de una solución del azúcar o edulcorante al 1% m/v a temperatura ambiente de la ciudad donde reside y los transfiere al calorímetro, luego agrega al calorímetro 200 mL de solución de hidróxido de sodio 0.05 N al 35 °C, en el equilibrio la temperatura aumento 2 °C, con respecto a la temperatura de equilibrio.  Determinar para el experimento ΔH°reacción, S°reacción, ΔG°reacción. Podemos decir que la reacción es exotérmico o endotérmico, ordenado o desordenado, y espontáneo o no espontáneo, ¿Qué aproximaciones se tienen en cuenta para la realización del ejercicio?

SOLUCION

Convertir las unidades de m/v y la normalidad con la siguiente ecuación.

%

m g soluto = x 100 v ml de solucion

Despejemos el dato que necesitamos

% g soluto=

m x ml de solucion v 100 %

Reemplazamos datos: 1% g soluto=

m x 100 ml v =1 g 100

Normalidad: N=

( masaen gramos )∗¿ eq ( VolumenL∗Pesomolecular )

Despejamos:

( Masa en gramos )∗¿ eq=N∗ (VolumenL∗Pesomolecular )

Reemplazamos datos:

(

( Masa en gramos )∗¿ eq=( 0.05 N )∗ 0.2 L∗39.997

g =0.399∗¿ eq ( 1 OH )=0.399 mol

)

Datos:

masa solucion A=1 g Volumen Solucion A=100 mL masa solucion H =0.399 g Volumen Solucion H=200 mL Temperatura A=26.9 C → 300 K Temperatura H=35 ° C →308 K Temperatura Final=37 ° C →310 K C K =−1067.587 C Pagua =4,18

J K

J →constante gK

Aplicamos la siguiente ecuación:

m solucionA C Pagua ( T F−T A ) +m solucionB C Pagua ( T F −T B ) + qreaccion+C K ( T F −T aguaFria ) =0

Reemplazamos:

1 g∗4.18

J J J ( 310 K−300 K ) +0.399 g∗4,18 ( 310 K −308 K ) +qreaccion−1067.587 ( 310 K −300 gK gK K

41.8 J +3.33 J +qreaccion−10675.87 J=0

qreaccion−10630.74 J=0

qreaccion=10630.74 J

∆ H ° Reaccion=10630.74 J ∆ U =10630.74 J

∆ S=mC p ∈

T2 T1

∆ S=S a + Sb + S cal=mCp∈

∆ S=1 g∗4.18

∆ S=0.137

Tf Tf Tf + mCp∈ +C K ∈ TA TB T aguaf

J 310 K J 310 K J 310 K ∈ +0.399 g∗4.18 ∈ −1067.587 ∈ gK 300 K gK 308 K K 300 K

J J J J +0.010 −35.01 =−34.86 K K K K

∆ G=∆ H−T ∆ S

(

∆ G=10630.74 J −300 K∗ −34.86

J =21088.7 J K

)

Referencias

(s.f.). Obtenido de Cortes, H. F. (2018). Calorimetría.

Levine, I. ((2014). ). principios de fisicoquimica . En I. Levine, principios de fisicoquimica (págs. (4344,50-51,58-59,81-82,129-141,147-154,163-176).). cuidad de mexico: McGraw-Hill Interamericana. Ucha, F. (2020, 12). Definicon ABC. Obtenido de https://www.definicionabc.com/ciencia/termodinamica.php