INDEPENDENCIA DEL CAMBIO DE ENTALPIA DEL CAMBIO DE REACCIÓN.

• Angie Viviana cortes • Juan David Jaramillo • Ana maria quimbaya

Objetivo General: En esta práctica se tratará de probar que la entalpía es una variable

o función de estado. Es decir, de que su cambio no es afectado por la forma o etapas que tenga la reacción.

Objetivos Específicos: Realizar el procedimiento de cada una de las dos rutas realizando

meticulosamente el procedimiento para cada una. Calcular el cambio de entalpia para cada una de las rutas. Comparar los resultados obtenidos en cada una de las rutas y

verificar que son cercanos.

OBJETIVOS

LA LEY DE HESS

“la variación de entalpía de una reacción química es igual a la suma algebraica de los cambios de entalpía de las etapas individuales de la reacción que dan lugar al mismo estado final.”

“si una serie de reactivos (por ej. A y B) reaccionan para dar una serie de productos (por ej. C y D), la cantidad de calor involucrado (liberado o absorbido), es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas; siempre y cuando, las condiciones de presión y temperatura de las diferentes etapas sean las mismas”

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE REACCIÓN

Es el calor de una sustancia a presión constante y se denota por la letra H. Esta propiedad de las sustancias permite calcular el calor que es cedido o ganado por una reacción en particular.

Aunque la entalpía puede medirse, de hecho, a cualquier temperatura y presión, se ha tomado el acuerdo de considerar condiciones normales o estándar a 25 °C (298 K) y 1 atm.

El proceso de disolución puede verse, termodinámicamente, como si consistiera en tres etapas

Ruptura de las atracciones soluto-soluto (endotérmica), por ejemplo la energía reticular en el caso de las sales.

Ruptura de las atracciones solvente-solvente (endotérmica), por ejemplo el enlace de hidrógeno en el agua.

Formación de atracciones solvente-soluto (exotérmica), en la solvatación.

METODOLOGIA

RESULTADOSRuta 1

Sustancia Volumen (ml)

Peso (g)

Temperatura (°C)

NaOH - 1 22H2O 25 - 22,5

T. INICIAL - - 26.9

HCl 25 - 22.5NaOH+ H2O - - 28.9

H2O+NAOH+HCL

    26.8

Ruta 1

Sustancia Volumen (ml)

Peso (g)

Temperatura (°C)

NaOH - 1 22H2O 25 - 22

T. MAX DIL. - - 21.7

HCl 25 - 22HCL+ H2O - - 21.7

H2O+NAOH+HCL

    28.4

Calor de disolución ruta 1 Calor de reacción ruta 1

Calor de disolución ruta 2 Calor de reacción ruta 2

REACCIONES

ENTALPÍA RUTA 1 Ruta 1

Calor de disoluciónValor

(J)

4.464.705

411.017-0.974

419.208Calor de Reacción

-411.011.82

374.95-4.705

-1.18-40.125

ENTALPÍA RUTA 2 Ruta 2

Calor de disoluciónValor

(J)

2.18309.44685.66-0.083

997.197Calor de Reacción

685.664.51

708.32-5.64

-0.03061392.81

DISCUSION DE RESULTADOS

Analizando los datos se encontró que el cambio de entalpia en una reacción no depende de las etapas o rutas por donde se lleve a cabo; además de esto se pudo detectar que las reacciones son espontaneas ya que liberan energía sin necesidad de cambiar su temperatura o presión, por lo general la liberación de energía es en forma de calor, para este caso los cambios de temperatura no eran altos.

La determinación del cambio de entalpia se realizó tomando los datos de temperatura de cada componente de la reacción y hallando la entalpia, la cual es una variable extensiva (depende de la masa); al sumar las entalpias de cada componente encontramos la entalpia de reacción. Además de esto se determinó la entalpia a condiciones estándar y se comprobó que la Ley de Hess es válida experimentalmente para estas reacciones.

BIBLIOGRAFÍA

Fundamentos de Termodinámica. Documentos de Universidad Autónoma de Madrid. http://joule.qfa.uam.es/beta-2.0/temario/tema6/tema6.php

Segundo Principio de la Termodinámica. Documentos Uib. http://www.uib.cat/facultat/ciencies/prof/juan.frau/qfI/teoria/tema7.pdf

Termodinámica. Documentos Scribd:http://materias.fi.uba.ar/6730/Tomo1Unida d3.pdf

Hernandez, V. (s.f.). guia teorica y experimental de fisicoquimica para programas de ingenieria. Bogota: Ediciones Unisalle.