Práctica 6

Instituto Pedagógico y Colegio Experimental “Luis Cordero”

Practica de laboratorio: VI

Nombre: Diego Urgilés

Duración: 2hrs (dos horas)

Fecha: 19 de marzo del 2013

Tema:

Determinación de la variación de entalpía (∆H) en una reacción redox

Objetivo:

Determinar la entalpía mediante la reacción redox:

Zn(s) + Cu²+ (aq) »Cu(s) + Zn²+

(aq)

Introducción al tema

Entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō], ‘agregar calor’; formado por ἐν [en], ‘en’ y θάλπω [thálpō], ‘calentar’) es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, 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 intercambia con su entorno.

En la historia de la termodinámica se han utilizado distintos términos para denotar lo que hoy conocemos como entalpía de un sistema. Originalmente se pensó que la palabra «entalpía» fue creada por Émile Clapeyron y Rudolf Clausius a través de la publicación de la relación de Clausius-Clapeyron en The Mollier Steam Tables and Diagrams de 1827, pero el primero que definió y utilizó el término entalpía fue el holandés Heike Kamerlingh Onnes, a principios del siglo XX.

En palabras más concretas, es una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido como un sistema termodinámico), transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En este sentido la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión.


Usualmente la entalpía se mide, dentro del Sistema Internacional de Unidades, en joules.

El caso más típico de entalpía es la llamada entalpía termodinámica. De ésta, cabe distinguir la función de Gibbs, que se corresponde con la entalpía libre, mientras que la entalpía molar es aquella que representa un mol de la sustancia constituyente del sistema.

Entalpía termodinámica

La entalpía (simbolizada generalmente como H, también llamada contenido de calor, y calculada en Julios en el sistema internacional de unidades o también en kcal o, si no, dentro del sistema anglo: BTU), es una función de estado extensiva, que se define como la transformada de Legendre de la energía interna con respecto del volumen.

Principio de mínima entalpía

El segundo principio de la termodinámica, que afirma que todo estado de equilibrio es un estado de entropía máxima, se convierte en el principio de mínima energía en la representación energética del sistema. Ese principio se traslada a la representación entálpica invariable: el sistema alcanzará el estado de equilibrio cuando, para una presión dada, los parámetros termodinámicos varíen de tal forma que la entalpía del sistema sea la mínima posible.

Como muchas reacciones químicas se producen a presión constante y la materia se conserva (no hay variación en la cantidad de especies atómicas), la entalpía es muy comúnmente empleada como marcador energético en las reacciones químicas: el calor liberado o absorbido por la reacción se interpreta como una variación de entalpía.

La presencia del término de presión también permite emplear la entalpía como marcador energético en aquellos ramos en los que las diferencias de presión a volumen constante sean relevantes. Así ocurre por ejemplo en los análisis de ciclos de gas, donde la entalpía se usa como variable termodinámica energética porque permite agrupar términos de presión y de energía interna de forma más compacta.

Entalpía química


Para una reacción exotérmica a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía liberada en la reacción, incluyendo la energía conservada por el sistema y la que se pierde a través de la expansión contra el entorno (es decir que cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del sistema es negativa). Análogamente, para una reacción endotérmica, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida durante la reacción, incluyendo la energía perdida por el sistema y la ganada a través de la expansión contra el entorno (en las reacciones endotérmicas el cambio de entalpía es positivo para el sistema, porque gana calor).

La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente; la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida en cambio.

La variación de entalpía se define mediante la siguiente ecuación:

∆H = Hfinal – Hinicial

ΔH es la variación de entalpía.

Hfinal es la entalpía final del sistema. En una reacción química, Hfinal es la entalpía de los productos.

Hinicial es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, Hinicial es la entalpía de los reactivos.

La mayor utilidad de la entalpía se obtiene para analizar reacciones que incrementan el volumen del sistema cuando la presión se mantiene constante por contacto con el entorno, provocando que se realice un trabajo mecánico sobre el entorno y una pérdida de energía. E inversamente en reacciones que causan una reducción en el volumen debido a que el entorno realiza un trabajo sobre el sistema y se produce un incremento en la energía interna del sistema.

La entalpía de reacción es la energía asociada a una reacción, y viene dada por la suma de las entalpías de formación de los productos menos la de los reactivos según sus coeficientes estequiométricos (n), siendo las entalpías de formación de los elementos en su estado natural iguales a cero.

Entalpía estándar o normal

La variación de la entalpía estándar (denotada como H0 o HO) es la variación de entalpía que ocurre en un sistema cuando una unidad


equivalente de materia se transforma mediante una reacción química bajo condiciones normales. Sus unidades son los kJ/mol en el sistema internacional.

Una variación de la entalpía estándar de una reacción común es la variación de la entalpía estándar de formación, que ha sido determinada para una gran cantidad de sustancias. La variación de entalpía de cualquier reacción bajo cualesquiera condiciones se puede computar, obteniéndose la variación de entalpía de formación de todos los reactivos y productos. Otras reacciones con variaciones de entalpía estándar son la combustión (variación de la entalpía estándar de combustión) y la neutralización (variación de la entalpía estándar de neutralización).

Materiales

1 Vaso

1 tapa de vaso

1 termómetro

1 pipeta

1 cronómetro

Muestras

Solución de CuSO4 al 1mol×dm-³

Zinc en polvo

Procedimiento

Se realiza un orificio en el centro de la tapa del vaso plástico para introducir el termómetro

Transfiera mediante una pipeta exactamente 20 cm³ de solución 1 mol/dm³ de CuSO a un vaso de poli estireno.

Pese alrededor de 4g de zinc en polvo en un recipiente de plástico para pesar

Mida con el termómetro la temperatura exacta de la solución de CuSO4 cada 30 segundos

Al cabo de tres minutos añada inmediatamente a la solución el exceso de Zinc. Remueva suavemente con el termómetro y anote el valor exacto de la temperatura cada 30 segundos durante 7 minutos.


Registre todos los datos que observe durante la reacción.

Obtención de datos

Tabla 1: temperatura tomada cada 30 segundos durante 10 minutos

Minutos Temperatura0 21

0,5 211 21

1,5 212 21

2,5 213 21

3,5 434 52

4,5 585 59

5,5 606 59

6,5 59,57 58,5

7,5 58,58 58

8,5 579 55

9,5 54,510 53,5

10,5 52,5

Fuente: obtención de datos de la práctica


Grafico 1

Fuente: tabla 1

Procesamiento de datos

Cálculo de ∆T + 0,2°C

T final extrapolada a 69T inicial extrapolada a 21

∆T= (69 + 0,2°C)-(21 + 0,2°C)

∆T= 48+ 0,4 °C; incertidumbre y= 0,4 x 100= 0,833% 48

∆T= 48 + 0,833% °C

--

Cálculo de Q

D= 1,00 g/ml

20,0 ml= 20,0 g

Calor específico de la solución 4,184 J/g°C


Q= mc∆T

Q= (20,0g)(4,184J/g°C) (48+ 0,833%°C)

Q=4016,64 + 0,833% J

Q=4,016+ 0,833%K/J

--

Cálculo de valor aceptado

Va= (20,0g)(4,184J/g°C) (48,4+ 0,833%°C)

Va=4050 + 0,833% J

Va=4,050+ 0,833%K/J

Va= 4,050+ 0,833%K/J 0,0200molVa= - 202,5 + 0,833% kJ/mol

--

Cálculo de nCu²

nCu²= nCuSO4=cV= (1,00 mol/dm³)(0,0200dm³)=0,0200 mol

--

Cálculo de ∆H por mol de Cu²

∆H= - Q s n Cu²

∆H= 4,016+ 0,833%K/J 0,0200mol∆H= - 200,8 + 0,833% kJ/mol

--

Cálculo de la diferencia porcentual

Diferencia %= valor aceptado- valor experimental x 100% valor aceptado

Diferencia %= -200,8-(-202,5) x 100 -202,5


Diferencia %= 0,839%

Conclusiones

En esta práctica se elaboró el proceso de entalpía donde se experimentó con el CuSO4 y Zn con una reacción exotérmica ya que se generó la pérdida de calor en la reacción donde se mantuvo una temperatura en los primeros segundos, luego la temperatura subió de forma repentina hasta llegar a un punto de quiebre en el cual la reacción empezó a perder temperatura.

Con el objetivo logrado en esta práctica al obtener como resultado de ∆H en esta reacción entre el CuSO4 y el Zn que nos mostró que era -200.8 kJ/mol se pudo realizar la gráfica en función del tiempo de esta reacción donde se pudo determinar el error por la pérdida de calor al ser una reacción exotérmica, así con la ayuda de este gráfico también se pudo extrapolar la tasa de enfriamiento con una línea de ajuste hasta el punto cero para conocer la variación y aumento de la temperatura en esta reacción. Luego se pudo determinar la incertidumbre porcentual a 0.8% y cuando se compara con el valor aceptado (-202.5 kJ/mol) fue 0.8% lo que nos asegura que la incertidumbre es igual a la diferencia porcentual.

En los cálculos realizados existió un error sistemático al suponer que se tenía una densidad de 1.00 g/mol, tal que la masa de 20 ml sería igual a 20 g, también se encuentra un error sistemático cuando se calcula con el calor específico es 4.18 J/goC ya que en el mejor de los casos estas son aproximaciones directas de sus características, en las próximas oportunidades debe tenerse en cuenta estos aspectos para no realizar estos errores sistemáticos.

En la antropía producida en esta práctica se pudo obtener los datos necesarios para calcular las características químicas producidas en la reacción así mediante los cálculos y el gráfico extrapolado se pude dar a conocer el aumento de la temperatura como el error porcentual e incluso la presencia de errores sistemáticos en los cálculos, es por esta razón que la utilización de estos elementos hace más fácil la obtención de objetivos de esta práctica, ya que mediante la reacción de redox Zn(s) + Cu²+

(aq)

»Cu(s) + Zn²+ (aq) se pudo conocer cómo se realiza este proceso y

determinar la antropía mediante los cálculos necesarios para esta estableciendo el equilibrio de la reacción.


Bibliografía

http://es.wikipedia.org/wiki/Fermentaci%C3%B3n_alcoh%C3%B3lica

Documents

Práctica 6