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Laboratorio de Fisicoquímica General 23, Abril, 2020. Universidad Santiago de Cali

Experimento #05: El equilibrio entre entalpía y entropía Juan David Serna, Jhoan Nates Facultad de ciencias Básicas Universidad Santiago de Cali, CALI, Colombia Resumen – La presente practica de laboratorio tuvo como 1. RESUMEN: presente practica de de objetivo calcular La el calor de combustión del laboratorio, etanol y el acido calor de combustión realizado en el laboratorio acetilsalicílico a la realización de la práctica se toma la Chemlab Virtual tuvoy se como bomba calorimétrica llena objetivo con aguareconocer casi hasta y observar los cambios térmicos que relacionan las el tope, realizando agitación constante por medio de reacciones químicas de cloruro de sodio, nitrato de un agitador magnético. Posteriormente pesade los sodio y acetato de sodio, se calculó el se calor aproximadamente 0.4 g de ácido a analizar compuestos mencionados quebenzoico estuvieron en ydisociación se coloca en bomba en calorimétrica. pesa y se conla agua un sistemaSeadiabático une a un alambre hierro, el cual se une a ambosde (calorímetro) y sedeobtuvieron valores negativos 2. INTRODUCCIÓN: entalpía.

La energía es concepto que juega un papel importante en una gran variedad de aplicaciones. Los procesos biológicos, el clima, las reacciones

El calor de combustión se define como el calor liberado cunado un compuesto formado por C, H y O se quema en presencia de oxígeno O2 (g) para producir CO2 (g) y H2O (l), cuando la reacción es completa, es decir, en presencia de un exceso de oxígeno. Cuando se desea medir experimentalmente el ΔHcomb, el procedimiento es sencillo y se obtienen resultados muy precisos cuando la reacción se lleva a cabo adiabáticamente. Por lo general, la combustión se efectúa en una cámara aislada que transmite el calor liberado a una camisa adiabática, considerando por aparte cada uno de los agentes absorbentes de calor (bomba calorimétrica, agua y productos de combustión) y los liberadores de calor (reacción de combustión e ignición de alambre fusible); luego aplicando la

 

observa

NaCl+ H2O = HCl + NaOH (1)

VM + CvS ΔT+=HNO 0 ΔHcomb  ΔnRTNaNO + QI +3 ΔE formO +H = Na 2 2 3 (2)

NaCH 3COO + H2O = HCH3COO + NaOH (3) SECCIÓN EXPERIMENTAL

I.

Para la realización de la práctica se toma la bomba calorimétrica y se llena con agua casi hasta el tope, realizando agitación constante por medio de un agitador magnético. Posteriormente se pesa aproximadamente 0.4 g de la muestra a analizar y se coloca en el crisol de la bomba calorimétrica. Se pesaTabla y se une a un alambre de a ambos electrodos 1. Compuestos conhierro su respectiva delta de teniendo contacto con la muestra. temperatura Se realizaron la pipa de Calcular ΔT las (ΔTconexiones = T2 - T1)respectivas para cadaa mezcla: [1]oxígeno y se comenzó la combustión. Después por medio de un termómetro digital y un cronometro se midió el aumento de la  NaCl (Cloruro de sodio) temperatura de la combustión cada 15 segundos hasta que la ∆T= (25.01 - 24.82) temperatura permaneciera constante. Se procedió de esta ∆T= - 0,19 manera para determinar la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica con el ácido benzoico y de igual manera para la  problema NaNo3 (Nitrato deSacarosa. sodio) Las r eacciones de muestra la cual era

∆T= (24,99son: - 24.02) combustión ∆T= - 0,97

C6H5CO2H(S) + 15/2 O2 (g)  7 CO2 (g) + 3 H2O (l)  NaAc (Acetato de sodio) ∆T= (25 C - 12 25,9) H22O11(S) + 12 O2 (g)  12 CO2 (g) + 11 H2O (l) ∆T= 0,9 Figura 1. Bomba calorimétrica.

NaCl: tuvo una disminución en su temperatura, siento la Ti= 25.01°C y TF= 24.82°C NaNO3: tuvo una disminución en su temperatura, siento la Ti= 24.99°C y TF= 24.03°C NaCl: tuvo un aumento en su temperatura, siento la Ti= 25.00°C y TF= 25.90°C

En la siguiente grafica se comportamiento de la temperatura:

Una reacción química:



2



primera ley de la termodinámica se llega a una ecuación que 3. RESULTADOS: permite cuantificar una de las incógnitas.[1]

el

El valor de la entalpia de reacción (ΔH) se puede inferir por el tipo de reacción que se está llevando a cabo. Las reacciones exotérmicas, aquellas que liberan calor del sistema, llevan un valor negativo en su entalpía (ΔH < 0);Grafica mientras que una reacción endotérmica, aquella 1. Gráfica de temperatura y tiempo obtenidos donde el sistema del absorbe lleva su entalpia con cloruro calor, de sodio un valor positivo. Por lo anterior, y teniendo en cuenta la diferencia de temperaturas expuesta en la tabla del puto número 6, este son el tipo de reacciones trabajadas en el experimento:

durante la combustión de la madera

Tabla 2. Temperatura de la reacción de disociación de cada compuesto

Grafica 2. Gráfica de temperatura y tiempo obtenidos del Nitrato de sodio

durante la combustión de la madera

Grafica 3. Gráfica de temperatura y tiempo obtenidos del acetato de sodio

durante la combustión de la madera

En siguiente

la

grafica es posible ver el comportamiento de la temperatura después de exponerla al fuego donde se observa un gran aumento y una decaída en la temperatura hasta mantenerse estable En las gráficas 1 y 2 es posible ver el comportamiento de la temperatura donde se observa un gran aumento y una decaída en la temperatura hasta mantenerse estable, mientras en la gráfica 3 tuvo el comportamiento inverso

La entalpia de la reacción se obtuvo de la siguiente formula: El calor específico de las reacciones se realizaron de la siguiente formula:

∆ H =∑ ∆ H Q= m.Ce (Tf - TI) (1) 

NaCl+ H2O = HCl + NaOH

Q =101.9294 X 4.18 J/g .ºC (24.82-25.01)ºC Q= - 0.0809kj  Calculamos el calor desprendido por mol: -0.08095 kj/0.1 mol= - 0.8095kj/mol  NaNO3 + H2O = Na2S + HNO3 Q =102.0839 X 4.18 J/g .ºC (24.02 – 24.99)ºC Q= -0.09902 kj  Calculamos el calor desprendido por mol: -0.09902 kj/0.1 mol= - 0.9902 kj/mol  NaCH3COO + H2O = HCH3COO + NaOH Q =18.17608 X 4.18 J/g .ºC (25.90 – 25.00)ºC Q= 0.00735847 kj  Calculamos el calor desprendido por mol: 0.00735847 kj / 0.1 mol= - 00.07358472 kj/mol

Disociación de los compuestos NaCl, NaNO3 y NaCH3COO NaNO3:



De la sal, NaNO3, disociada formando una base y ácido muy fuerte

− NaNO3 + H2O ⇆ Na+ + NO3 − + H3O + + OH .

NaCl: 

NaCl (s) = Na+ (aq) + Cl- (aq)

NaCH3COO: 

CH3-COO- + H2O ⇄ CH3-COOH + OH-

Ecuaciones iónicas:  

NaNO3 + H2O ⇆ Na+ + NO3− + H3O+ + OH− CH3COONa + H2O  CH3COO- + H2O ⇆ CH3COO- + NO3− + H3O+ + OH−

Para cada proceso la energía de Gibbs es de un signo negativo debido a que el cambio de la entalpia y entropía de los procesos son ambos de signo negativo. Lo anterior se deduce por medio de la ecuación:

ΔG = ΔH - TΔS [2] Una reacción es espontánea cuando se analizan a ciertas temperaturas la ∆H y la ∆S. una reacción desprende calor, aumenta la entropía, siempre será espontánea (∆G negativo) y una reacción que absorbe calor, disminuye la entropía no es espontánea (∆G positiva). La ∆G y la espontaneidad de estas reacciones dependen de la temperatura

DISCUSIÓN: En esta práctica se observó un gran incremento en la temperatura en los dos primeros minutos grafica 1 y 2, en la gráfica 1 se mantuvo un ligero descenso en el segundo 16 ya en el segundo 177 se mantuvo estable la temperatura, sin embargo la gráfica 2 hubo un incremento de temperatura en el segundo 16 pero decayó hasta el segundo 49hasta el segundo 115 hubo estabilidad parcial por ultimo en la gráfica 3 la temperatura estuvo estable desde el principio del segundo hast6a el segundo 16 se incrementó la temperatura hasta el segundo 165. El valor de la temperatura de reacción de la gráfica 1 y 2 fue negativo, queriendo decir que es una reacción exotérmica, mientras que la temperatura de la gráfica 3 fue positiva, queriendo decir que es una reacción endotérmica , esto se debió a que la mayoría de la energía se empleó para realizar el cambio químico, y Solo una pequeña cantidad para aumentar el desorden, La energía libre de gibbs fue casi Idéntica a la entalpia ya que se obtuvo una entropía muy baja. Se obtuvo una energía libre negativa, por lo que el proceso de disociación fue espontaneo.

CONCLUSIÓN: 

La energía libre de Gibbs depende de la temperatura, por lo que la espontaneidad de las reacciones también depende de la temperatura.



La energía libre de Helmholtz A se utiliza en criterio de espontaneidad constantes de volumen y temperatura.



A volumen y temperatura constantes son espontáneos los procesos para los que ∆A < 0.



En relación con el experimento se determinó la energía libre de la reacción al calcular la entropía y la entalpia de reacción, en donde se obtuvo un valor negativo por lo que dicha reacción fue espontanea, lo que es congruente ya que las reacciones de combustión se llevan a cabo sin necesidad de agregar energía adicional porque son exotérmicas

BIBLIOGRAFIA:  Chem lab



https://www.fisicalab.com/apartado/segundoprincipio-termo,(1)



Cambio de entalpía de formación estándar de la muestra:

Para el etanol

C2H5OH+3O2→2CO2+3H2O ∆Hf= [2(-393.5kj/mol) + 3 (-285.83kj/mol)- 3(o kj/mol + 1 (-277.7 kj/mol) ∆Hf= [-787kj/mol + (-857.49kj/mol) – 0kj/mol + (-277.7kj/mol)

∆Hf=-348.19 kj/mol 

(8)

Cambio de entalpía de combustión estándar de la muestra:

∆𝑯 = ∆𝑼 + ∆𝒏𝑹∆𝑻

∆Hc= 0.0296kj/g + 3 * 8.134 kj/molºK * 275.22ºK ∆Hc= 6.715 Kj/mol (9) Sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es- -348.19 Kj/mol [8], se procede a calcular el porcentaje de error:

%Error= (-345.19 Kj) – (6.715 Kj) / (-348.19 Kj) %Error= 102% Ensayo con Aspirina: Moles de Etanol: 0,7798g/46.07g * 1mol = 0,0169 moles.  Capacidad calorífica: Para calcular la capacidad calorífica del calorímetro se tiene la siguiente ecuación: [3] Después de haber hecho el montaje se procedió a verificar la hermeticidad del sistema, posteriormente se abrió la llave de la bomba calorimétrica y la de la pipa de oxígeno, para que se llenara la cámara y así poderse hacer la combustión, se(3) cerró de manera lenta la llave de la bomba y luego la de la pipa. Se encendió la fuente de energía para generar una chispa y que pudiera suceder la combustión. Una vez encendida la fuente se comenzó a tomar el tiempo y a medir la temperatura. I.

DATOS OBTENIDOS

En la siguiente tabla se encuentran consignados los datos obtenidos para el ácido benzoico y para la sacarosa.

Grafica 2. Temperatura vs tiempo para el Aspirina. Grafica 2. Temperatura vs tiempo para la aspirina

Tiempo (s)

Ácido benzoico (0.4313 g) T (oC)

Tiempo (s)

0

21.7

0

2 5 3 9 4 5 6 2 7 5 9

21.8

4 5 5 0 5 5 6 4 7 2 8

21.9 22 22.1 22.1 22.3

Sacarosa (0.4205 g) T (oC ) 23. 3 23. 4 23. 5 23. 6 23. 7 23. 8 23.

C12H

DISCUSIÓN: En esta práctica se encontró la capacidad calorífica del calorímetro adiabático a partir de la combustión del etanol y la aspirina. Además al comparar los datos obtenidos con los teóricos, se encontró que la determinación experimental es muy alejada; esto pudo ser causado porque no hubo una combustión completa y no se tomaron todos las temperaturas, ya sea porque el sistema no estaba hermético y había fuga de oxigeno o porque no se bombeo suficiente oxígeno para la combustión a nivel teórico una hipótesis formulada, debido a que fue una práctica virtual no algo presencia Si se observan las gráficas de temperatura en función del tiempo, se puede apreciar que aquel que aumenta más rápido de temperatura es la aspirina, esto se ve representado en el valor de poder calorífico, de esta sustancia. Aunque no se está trabajando en condiciones óptimas para gases ideales (temperaturas altas y presiones bajas), La diferencia entre los valores experimentales y los reportados en este ensayo se presentan como consecuencia de distintos aspectos, uno de ellos es que para los cálculos se asumió que el calorímetro trabajó de manera adiabática, es una tarea que requiere un alto nivel de detalle que el equipo no nos facilite lo que da errores aleatorios. Lo anterior sumado al hecho que la precisión de los dos termómetros genera un error sistemático también. CONCLUSIÓN: Como conclusión para la determinación de la capacidad calorífica del sistema, es necesario llevarlo a cabo con el mínimo de errores, ya que este valor me va a determinar la exactitud de los resultados. En el proceso de combustión de un compuesto, el desprendimiento de calor se realiza de manera diferente de acuerdo a sus características físicas y químicas. Es una magnitud que permite caracterizar cuantitativamente el desprendimiento de calor de las sustancias durante la combustión, es denominado calor de combustión BIBLIOGRAFIA:  Chem lab  Alba M. Jorge Eliecer, Durán R. Melvin Aroldo, Valencia S. Hoover Albeiro. FÍSICOQUÍMICA APLICADA,