Introducción

La termodinámica es la parte de la física que trata de los fenómenos relacionados con la energía térmica y de las leyes (que a continuación se detallaran) que rigen su transformación en otro tipo de energía. La variación de energía térmica acumulada en un medio en un proceso de calentamiento o de enfriamiento se obtiene como el producto de la masa del medio, por su calor específico y por el salto térmico. Pero no toda la energía térmica almacenada en un medio es utilizable.

El desarrollo tecnológico ha sido el elemento básico que ha permitido al hombre utilizar nuevas fuentes de energía de manera cada vez más eficiente. Pero este progreso también tiene sus límites.

Todos los procesos de aprovechamiento energético recurren en un momento al intercambio de energía térmica. La energía nuclear genera una energía cinética que se transforma en energía térmica. La energía eólica es consecuencia de las variaciones térmicas en la atmósfera.

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Objetivos

Dara conocer al estudiante, la aplicación de los criterios termodinámicos relacionados

con los cambios térmicos, así como los cambios de energía que experimentan los

procesos físicos, en este laboratorio hay tres objetivos principales

Determinar el calor latente de fusión

Determinar el calor latente de evaporización

Conocer nuevos instrumentos del laboratorio

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Fundamento teórico

Antes de entrar en el estudio de los principios de la termodinámica, es necesario introducir algunas nociones preliminares, como qué es un sistema termodinámico, cómo se describe, qué tipo de transformaciones puede experimentar, etc.

Estos conceptos están resumidos en el siguiente cuadro:

El estudio de los cambios energéticos es muy importante dentro del campo de la Química, ya que las reacciones químicas van siempre acompañadas de transferencia de energía. La parte de la química que estudia las relaciones entre la energía y los cambios químicos se llama Termodinámica Química.

Se llama Sistema termodinámico a cualquier porción del Universo que sea objeto de estudio y que está separada del resto por una superficie cerrada, ya sea real (paredes de un depósito) o imaginaria (la atmósfera de la Tierra). Ejemplos de sistemas termodinámicos son el agua de un vaso; el aire, la gasolina y el aceite del cilindro de un motor, un océano, una estrella, una reacción química, el butano de una bombona, una pila eléctrica y un ser vivo.

Se llama Entorno (alrededores, exterior) al resto del Universo que no constituye el sistema.

Los sistemas termodinámicos se relacionan con el medio que los rodea intercambiando materia y/o energía. Según esto, pueden ser:

- Abiertos: intercambian materia y energía con el entorno. Ej.: vaso de agua, lago

- Cerrados: intercambian energía, pero no materia, con el entorno. Ej.: agua en recipiente hermético, bombilla

- Aislados: no intercambian ni materia ni energía. Ej.: agua en un recipiente con paredes aislantes, termo.

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- Un vaso de agua es un sistema abierto porque puede calentarse y enfriarse (intercambio de energía con el entorno) y también puede evaporarse, condensarse vapor de agua del exterior o puede caer polvo (intercambio de materia).

- La misma agua dentro de un recipiente que cierre herméticamente es un sistema cerrado (ya no puede intercambiar materia, aunque es posible el intercambio de energía).

- Si este recipiente se protege con paredes aislantes de manera que sea imposible que se caliente, se enfríe o entre cualquier tipo de radiación, es un sistema aislado (lo cual es prácticamente imposible).

Se define Fase como la parte del sistema con composición y propiedades homogéneas.

- En un vaso de agua con hielo hay tres fases: sólida (hielo), líquida (agua) y vapor (vapor de agua). - En una mezcla de agua y aceite hay dos fases, ambas líquidas. - En una disolución de azúcar en agua hay una sola fase líquida.

El estado de un sistema tiene como variables principales la composición química y la concentración de sus componentes. Conocer el estado de un sistema es conocer su composición, situación y energía en un momento determinado así como otras variables como la presión, la temperatura, el volumen, la densidad, etc... Que sirven para describirlo.

Ejemplo: en la mezcla de aire, gasolina y aceite de motor su estado se determina por la P, T y V de la mezcla.

Las magnitudes que sirven para conocer el estado de un sistema termodinámico se denominan variables termodinámicas o variables de estado (presión, volumen, temperatura, densidad, número de moles). Se pueden dividir en:

a) Variables intensivas: variables cuyo valor no depende de la cantidad de materia del sistema. Ej.: presión, temperatura, densidad, concentración

b) Variables extensivas: variables cuyo valor depende de la cantidad de materia del sistema. Ej.: masa, volumen.

Se denominan funciones de estado a aquellas variables termodinámicas cuyo valor depende sólo del estado del sistema y no de cómo se ha llegado a él. Así, la variación

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de una función de estado entre un estado 1 y un estado 2 no depende del camino seguido para llegar de 1 a 2.

Una transformación termodinámica es cualquier cambio que se produce en el estado de un sistema termodinámico. Así se puede encontrar un estado inicial (anterior a la transformación) y un estado final (posterior a la transformación)

Un gas en un depósito se define por tres variables termodinámicas: P1, V1, T1. Si el gas cambia a otras P2, V2, T2, habrá sufrido una transformación.

Un sistema está en equilibrio cuando se cumplen simultáneamente los tres equilibrios:

- Químico: Su composición no varía con el tiempo.

- Mecánico: no se observa movimiento en el sistema de forma macroscópica.

- Térmico: la temperatura es la misma en todos los puntos del sistema.

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

“En un sistema aislado, la energía total se conserva” (es decir, ni se crea, ni se destruye, sólo se transforma).

Un sistema termodinámico contiene energía. Cuando el sistema realiza una transformación, varía la cantidad de energía que posee. La variación se debe a que en el proceso, el sistema puede intercambiar energía con el entorno o con otros sistemas. La energía se divide en dos tipos:

- Calor (Q), es la forma de transferencia de energía de un sistema a otro debido a una diferencia de temperatura entre ellos.

- Trabajo (W), es la forma de transferencia de energía de un sistema a otro debido a la acción de una fuerza que se desplaza.

El calor y el trabajo son energía en tránsito de un sistema a otro. Los sistemas TD no tienen ni calor ni trabajo, poseen energía. Por tanto, no son funciones de estado. Así, este principio también puede enunciarse:

“La variación de energía total de un sistema es igual a la suma de los intercambios de calor y trabajo entre el sistema y su entorno”.

Por tanto, el sistema puede intercambiar energía con el entorno o con otros sistemas, ya sea en forma de calor o de trabajo.

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En Termoquímica es importante el trabajo de expansión-compresión (porque muchas reacciones químicas son gaseosas) de un gas, asociado a los cambios de volumen (∆V) de un sistema sometido a una presión. Suponemos un gas encerrado en un cilindro de paredes rígidas con un émbolo de área S (suponemos rozamiento nulo).

Pgas > Pext F = P · S Wgas→ext = F · ∆x = P · S · ∆x = P · ∆V

Cuando el gas se expande: ∆V > 0 → W > 0

Cuando el gas se comprime: ∆V < 0 → W < 0

ENERGÍA INTERNA

Energía interna y se representa con la letra U a la energía total (energía cinética + energía potencial) de los componentes de un sistema. En Termodinámica, el valor absoluto de la energía interna de un sistema no puede conocerse, pero pueden determinarse sus variaciones, ∆U, que es lo que interesa, en función del calor, Q, y del trabajo, W, intercambiados con el entorno durante el proceso.

Según esto, la formulación matemática del Primer Principio de la Termodinámica es:

Si un sistema evoluciona de un estado (1) a otro (2) mediante transferencias de energía en forma de calor y trabajo, la variación de energía interna del sistema, teniendo en cuenta el criterio de signos establecido, es:

∆U = U2 – U1 = Q − W

El criterio adoptado para los signos de Q y W es el siguiente (no es el de la IUPAC):

Q > 0 si se transfiere del entorno al sistema.

Q < 0 si se transfiere del sistema al entorno.

W < 0 cuando es realizado por el entorno sobre el sistema.

W > 0 cuando es realizado por el sistema sobre el entorno.

Según esta expresión, la energía interna de un sistema aumenta, ∆U>0 si absorbe calor, +Q, o si se realiza un trabajo sobre el entorno, +W (por ejemplo una expansión).

En cambio, disminuye, ∆U si pierde calor, -Q, o si se efectúa un trabajo sobre el sistema, -W (por ejemplo, una compresión).En este último caso, los signos de Q y W son negativos.

W < 0

Q > 0

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Por tanto, los valores de variación de energía interna son:

• En un proceso isotérmico (Tª cte.) ∆U = 0

• En un proceso isobaro (P cte.) * ∆U = Qp - p∆V

• En un proceso isócoro (V cte.) ** W = 0 ∆U = Qv

• En un proceso adiabático (sin intercambio de calor) Q = 0 ∆U = -W = -p∆V

* En las reacciones en las que intervienen gases, se suele realizar un trabajo mecánico de expansión (signo positivo) o de contracción (signo negativo), normalmente a la presión atmosférica, p, constante. En este caso, W = -p∆V, con lo que la expresión del primer principio queda así:

∆U = Qp - p∆V 2.2.

ENTALPÍA.

Entalpía, que se representa por la letra H, es una función de estado al igual que la energía interna; por tanto, sólo pueden medirse sus variaciones.

H = U + pV

∆H = ∆U + p∆V + V∆p

Para un proceso isóbaro, sabiendo que ∆U = U2 – U1 = Q − W; V∆p = 0 y W = p∆V:

Se define como entalpía de reacción y se refiere a un mol de sustancia.

El signo de la variación de entalpía (∆Hr = Hproductos – Hreactivos) se convierte en un criterio para determinar el carácter exotérmico o endotérmico de una reacción.

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

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Cada sustancia química tiene su propia energía. Cuando se produce una reacción química, los reactivos pueden aumentar o disminuir su energía al transformarse en productos. Esta diferencia de energía entre reactivos y productos se intercambia con el medio. Así:

ET reactivos < ET productos ET reactivos > ET productos

ENDOTÉRMICA EXOTÉRMICA

El calor desprendido o absorbido, en determinadas condiciones, en una reacción química, se llama Calor de reacción y tiene un valor característico para cada reacción. Ejemplos:

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) + 393.5 KJ (exotérmica)

N2 (g) + O2 (g) + 180.7 KJ → 2 NO (g) (endotérmica)

Ecuaciones termoquímicas son aquellas en las que se especifica el cambio térmico. Hay que indicar siempre el estado físico de reactivos y productos y las condiciones de presión y temperatura en las que se realiza la reacción.

Condiciones estándar: T = 298.16 KJ (25º C) y P = 1 atm

Cada calor de reacción corresponde al número de moles que indica la ecuación y para el estado físico de las sustancias señalado.

La energía calorífica desprendida o absorbida en una reacción química es directamente proporcional a la cantidad de sustancia que interviene en ella. Esto permite utilizar las ecuaciones termoquímicas para efectuar cálculos estequiométricos.

ENTALPÍA DE REACCIÓN. LEY DE HESS

La variación de entalpía de una reacción se llama Entalpía de reacción y viene dada por:

∆H = Hproductos - Hreactivos

* Reacción exotérmica: si en la reacción se cede calor, ∆H < 0 HT reactivos > HT productos

* Reacción endotérmica: si en la reacción se absorbe calor, ∆H > 0 HT reactivos < HT productos

La entalpía es una magnitud extensiva; por tanto, para formar un número de moles doble de un determinado compuesto, se requiere el doble de energía. Por otro lado, es una función de estado, por lo que la entalpía de cualquier reacción tiene el mismo valor pero de signo contrario que la entalpía de la reacción inversa. La variación de entalpía (∆H) depende de la temperatura y la presión del proceso. Por ello, cualquier ecuación termoquímica está incompleta si no se conocen los valores de estos dos parámetros.

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La entalpía de formación de un compuesto es la variación de entalpía de la reacción en la que se produce un compuesto a partir de sus elementos y no a partir de otros compuestos:

C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ∆H0 f = -110.5 KJ/mol

C (s) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆H0 f = -393.5 KJ/mol

A veces, se especifica la entalpía molar estándar de formación (∆H0 f) como la ∆H0 de una reacción de síntesis en la que se forma 1 mol de sustancia, en estado normal o estándar, a partir de sus elementos, también en sus estados estándar.

∆H0 r = Е∆H0 f (productos) - Е∆H0 f (reactivos)

SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. ENTROPÍA.

El segundo principio de la termodinámica dice que “en un proceso espontáneo, el desorden total del sistema y de su entorno siempre aumenta”. La entropía se representa por la letra S, es una función de estado y se mide en J/K. Para cualquier proceso espontáneo:

∆S total = (∆S sistema + ∆S entorno) > 0

Esta expresión permite justificar la existencia de procesos espontáneos en los que el estado final del sistema resulta más ordenado que el inicial. Esto es posible siempre que el aumento de entropía del entorno sea mayor que la disminución de entropía del sistema.

Los procesos espontáneos son irreversibles y van acompañados de un aumento global de entropía y de un aumento del desorden. Por tanto, existe una relación entre la entropía de un sistema y su grado de desorden. En una reacción química:

∆S = Sp – Sr = (npSp) - (nrSr)

Los cálculos de entropía se refieren a condiciones estándar ∆S0 . Es conveniente conocer las entropías de formación de los distintos compuestos a partir de sus elementos.

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CRITERIOS DE ESPONTANEIDAD

Para predecir la espontaneidad de un proceso, tanto físico como químico, hay que tener en cuenta los dos primeros principios de la Termodinámica:

1°. Principio Termodinámica indica que el sistema tiende a pasar espontáneamente a un estado de energía mínima o entalpía mínima.

2º. Principio de la Termodinámica los sistemas tienden al máximo desorden o entropía máxima. Por tanto, para predecir la espontaneidad, existe una nueva función de estado que engloba a ambas. Se llama Energía Libre de Gibbs, se representa por la letra G y se define como:

H≡ entalpía del sistema

G = H – TS T≡ temperatura (K)

S≡ entropía del sistema

La variación de energía libre de un sistema, a presión y temperatura constantes, viene dada por: ∆G = ∆H - T∆S

Con esta expresión se puede ver la tendencia de un sistema a evolucionar de forma espontánea. Al pasar a un estado de menor entalpía, se desprende energía en el proceso, es decir, ∆H < 0. Cuando aumenta el desorden, aumenta la entropía, o sea, que ∆S > 0. Si ∆S > 0 → -T∆S < 0→ ∆G < 0.

* Para que un proceso sea espontáneo, ∆G < 0 (la energía libre disminuye)

* El proceso no es espontáneo cuando ∆G > 0

* El sistema ha alcanzado un estado de equilibrio cuando ∆G = 0

La espontaneidad de un proceso depende de si es endotérmico o exotérmico y de si induce orden o desorden. Influye tanto ∆H como ∆S y ésta última condicionada a la temperatura.

La ley de Hess se cumple también para ∆G. Además, para cada sustancia, se define su energía libre normal de formación, ∆G0 f a 1 atm de P y Tª = 298 K. Es una medida de la estabilidad de un compuesto respecto a la descomposición de sus elementos.

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Procedimiento experimental

Materiales:

Calorímetro de 250 ml con accesorios: agitador, tapa y termómetro. Una probeta de 100 ml Termómetro de escala alta (0-100) C0

Vaso de 100 ml Matraz de 250ml con tubos de seguridad Pinzas Agua destilada Un mechero Un soporte

lustración 1: Vaso de precipitado 250 ml Ilustración 2: Matraz de 250 ml

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Ilustracion6: Mechero de Bunsen Ilustracion7: Pinzas

Ilustracion8: Agua destilada

Experimento N:4 12

Determinación del calor latente de fusión

Nosotros antes de poder iniciar la determinación del calo latente de fusión del hielo, con la capacidad calorífica del experimento N: 1

-Nos aseguramos q los trozos de hielo están a 00C para ello ponemos sobre un papel en la balanza para poder pesarlo

-Preparamos el calorímetro con 50ml de agua a 460C

-claro pero antes pesamos 29g de hielo a 0C y ahora vertimos el hielo en el calorímetro y ahora agitamos constantemente sin violencia para q el calorímetro varié de temperatura de una manera uniforme

-luego que todo el hielo se fundió medimos una temperatura de 9C

-ahora medimos el volumen final el cual seria 79 ml

Experimento N:2

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Determinación del calor latente de vaporización

-vertimos 80 ml de agua en el matraz con brazos y calentamos asta hervir en el laboratorio a los 99C

-Con el matraz con brazos colocamos el calorímetro con agua a temperatura ambiente y vemos que se caliente con el vapor

-luego que la temperatura halla variado una temperatura de ----- retiramos

-en ese intaste apagamos el mechero ,para evitar para que se emfrie

-ahora medimos con cuidado el nuevo volumen de agua q contiene el calorímetro

Cuestionario

Cual es calor latente de fusión que obtenistes en el experimento

Cuál es el error absoluto y cuál es el error relativo de la determinación

Cuál es el calor latente obtenido en el experimento

Cuál es el error absoluto de la determinación experimental por que el hielo debe estar a una temperatura de 0 C de equilibrio antes de ser colocado en el calorímetro

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Existen algunas diferencias si el agua se pasa antes o después de calentarla por que

Si el hielo estuviera inicial mente a -5C escriba las ecuaciones del balance térmico necesarias para encontrar el calor latente de fusión

Que termómetro se usa para conseguir una escala patrón de temperatura

Que es equivalente en agua en un calorímetro

Como nos alcanza e calor del sol

Por q son plateadas las paredes internas de un termo

Cuál es el calor específico del hielo

Cuál es el calor específico de agua

Bibliografía

Ruiz, J. (2005).Termodinámica, https://es.wikipedia.org/wiki/Termodin

%C3%A1mica_qu%C3%ADmica

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Coletor, R. (2015). Capacidad calorífica y calor de neutralización,

http://es.slideshare.net/johnny_graterol/apa-uso-del-formato-apa-con-

material-de-la-web.

Cantoro, L. (2007). Calor de neutralización,

http://www.geocities.ws/todolostrabajossallo/fico2.pdf

Perez, K. (1995). Equivalente mecánico de calor.

https://es.wikipedia.org/wiki/Equivalente_mec%C3%A1nico_del_calor

Benito, K. (1998). Entalpia de formación. https://es.wikipedia.org/wiki/Entalp

%C3%ADa_de_formaci%C3%B3n

Cáceres, M. (2000). Ley de Dulong y Petit, http://hyperphysics.phy-

astr.gsu.edu/hbasees/thermo/dulong.html

Cisneros, E. (1994). Método de Cannizzaro, https://es.wikipedia.org/wiki/M

%C3%A9todo_de_Cannizzaro

Chang, R. (2008). Química, Estados Unidos de América: Mc Graw Hill

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