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• Hans Pilz

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Instituto Politécnico Nacional.

Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería y Ciencias Sociales y Administrativas.

Ingeniería Industrial 2IM34 Laboratorio Química Industrial Practica No. 3 Entalpía de combustión (Tipo Phywe).

Equipo 2 Integrantes:

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Cruz Flores Elia Teresa De la Paz Ramírez Francisco Javier González Pilz Rodolfo Hans González Rodríguez Luis Armando Hernández Mohedano Ricardo Alexis Profesor: David Corona López Fecha de realización: 04 - Octubre - 2018 Fecha de entrega: 11 - Octubre - 2018

 Índice 1.

OBJETIVO……………………………………………………….……

2.

INTRODUCCION………………………………………….…….……

3.

MARCO TEORICO……………………………………………....…..

4.

MATERIAL…………………………………………………………….

5.

DESARROLLO EXPERIMENTAL………………………….………

6.

DIAGRAMA DE BLOQUES……………………………….…..…….

7.

DATOS EXPERIMENTALES…………………………….……...….

8.

CALCULOS…………………………………………………….….….

9.

CUESTIONARIO………………………………………………..…....

10.

CONCLUSIONES…………………………………………………...

11.

OBSERVACIONES………………………………………………....

12.

BIBLIOGRAFÍA……………………………………………………...

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Objetivo

El alumno determinara el calor de combustión a volumen constante de sustancias sólidas, aplicando el método calorimétrico. El alumno calculara el calor de combustión a presión constante, mediante la corrección del calor de reacción a volumen constante.

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Introducción

Las reacciones químicas. 1. Son procesos de transformación o cambio de unas sustancias en otras. 2. El interés de estos procesos radica en la obtención de productos diversos o en la obtención de energía (como en la combustión de la gasolina o del carbón). 3. La vida de los organismos depende de la liberación de energía durante los procesos químicos. 4. Las reacciones químicas llevan consigo cambios materiales y también cambios energéticos. Entalpia La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios. H = U + pV Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía (Δ H). ΔH = Hf – Hi La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso, así: Entalpía de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía de enlace, etc. A presión constante, ΔU no sirve para caracterizar los procesos químicos. Si ΔH > 0 el sistema gana calor. Si ΔH < 0 el sistema pierde calor

Calor Si la reacción lleva consigo un desprendimiento de calor del sistema al medio, se denomina exotérmica. Por el contrario, si el proceso químico implica la absorción de una cierta cantidad de calor del medio por parte del sistema, se denomina endotérmica. Todas las reacciones de combustión son exotérmicas. Por ejemplo: la reacción de combustión del hidrógeno libera gran cantidad de calor. Por el contrario, la reacción de descomposición del carbonato de calcio es endotérmica pues requiere aportar al sistema de una cierta cantidad de energía calorífica desde el medio. La cantidad de calor desprendido o absorbido en una reacción química, se denomina calor de reacción. La reacción de formación del agua se escribirá en forma completa como: 2H2(g)+ O2(g)→2 H2O(g) Los calores de reacción están referidos a condiciones estándar de presión y temperatura (1 atmósfera y 298 K) señalándose el estado físico.

La función Entalpia (U) Propiedad extensiva, su magnitud depende de la cantidad de materia presente. Se mide sólo el cambio. La entalpía sirve para medir el calor liberado o absorbido en una reacción. Entalpía de reacción: es la diferencia entre entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos. ΔH Reacción= Σn ΔH(productos)–Σn ΔH(reactivos) Las reacciones de referencia •Los calores de reacción pueden calcularse a partir de reacciones conocidas. •Las reacciones de referencia se encuentran tabuladas en bases de datos termoquímicos, a presión y temperatura estándar (1 atm. 25°C), en la forma de variaciones de entalpía estándar o ΔHº298 ºK Existen tres familias de reacciones de referencia: Las reacciones de formación: Un mol de producto se obtiene a partir de sus elementos (cuerpos simples) que entran en su composición. Las reacciones de combustión: Un mol de reactivo reacciona con O2(g) para producir CO2(g) y H2O(l). Las reacciones de atomización: Un mol de reactivo se descompone en sus átomos constituyentes. Estableciendo las condiciones estándar, son condiciones de referencia elegidas.

•El estado estándar corresponde a un cuerpo puro en su estado estable a la temperatura considerada, que en general es de 25 ºC (cuyos valores se encuentran tabulados) •Si se trata de un gas, su presión se fija en 1 atmósfera. •El estado estándar se señala con el índice «°»; por ejemplo: ΔH°298 Por convención (acuerdo) la entalpía estándar de los elementos puros en su estado estándar (25°C, 1 atm) es cero: Ejemplos. ΔH°298(N2)=0.0 kJ mol-1, ΔH°298(O2)=0.0 kJ mol-1; ΔH°298(Cgrafito)=0.0 kJ mol, 1ΔH°298(Fe)=0.0 kJ mol-1, etc. La entalpía de formación Las reacciones de formación: Un mol de producto se obtiene a partir de sus elementos (cuerpos simples) que entran en su composición. C (s) + 2H2 (g) → CH4 (g) ΔH°298=-74,8 kJ mol-1 2Al (s) + 1,5 O2 (g) → Al2O3 (s) ΔH°298=-1675,7 kJ mol-1 2C (s) + 2H2 (g) → C2H4 (g) ΔH°298=+52,3 kJ mol-1 La entalpía de formación puede ser positiva o negativa, según sea el caso. La Entalpía de Combustión Las reacciones de combustión: Un mol de reactivo reacciona con O2 (g) para producir CO2 (g) y H2O(l) CH3OH (l)+ O2(g)→CO2(g)+ H2O(l)

ΔH°c=-726 kJ mol-1

La entalpía de combustión es siempre negativa ΔH°c(H2) = ΔH°f(H2O(l)) ; ΔH°c(C) = ΔH°f(CO2 (g)) La Entalpía de Atomización Las reacciones de atomización: Un mol de reactivo se descompone en sus átomos constituyentes. La entalpía de atomización es siempre positiva, la entalpía de atomización es igual a la suma de las energías de enlace. CH4→C + 4

HΔH°a=1648 kJ mol-1= 4*Enlace(C-H)

Una tabla de energías de enlace permite estimar las entalpías de atomización y por lo tanto las entalpías de reacción. La entalpía y la energía interna del cambio de fase Cuando la energía interna (ΔU) aumenta porque se agrega calor o se realiza un trabajo, ello no solo provoca un aumento de la temperatura sino que también un cambio de fase: solido => liquido => gas.

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Marco teórico

1ª LEY DE LA TERMODINÁMICA Se basa en la ley de conservación de la energía: “la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir” ΔE = Ef – Ei En química se estudian los cambios asociados al sistema y no a los alrededores, por lo que: ΔE = q + w

En termodinámica se puede dar el caso que una reacción química se desarrolle a volumen constante o a presión constante, por lo que la energía se puede representar como: ΔE = q - PΔV ΔE = qV Para un sistema a presión constante: ΔE = q - PΔV ΔE = qP – PΔV qP = ΔE + PΔV

Integrando la ecuación anterior: H = E + PV

ENTALPÍA: Es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. En una reacción química la entalpía está definida como entalpía de reacción y se representa: ΔH = ΔH (productos) – ΔH (reactivos) Con lo anterior se puede decir que la entalpía de una reacción puede ser positiva o negativa.

LEY DE LAVOISIER-LAPLACE: La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto en sus elementos, es igual al calor desarrollado cuando el mismo compuesto se forma a partir de sus elementos. Esta ley se puede simbolizar mediante: ∆H >0 = Mayor que cero & ∆H