1. RESUMEN

En la presente práctica experimental se emplearan mediciones de magnitudes físicas como temperatura, altura y volumen seguidamente registraremos datos para luego hacer cálculos posteriores, como el cálculo de presión, para luego calcular el cambio de entalpía, el cambio de entropía, el cambio de energía libre de Gibbs para la siguiente reacción química:

Utilizaremos los siguientes:

TABLA DE TEMPERATURAS Y ALTURAS OBTENIDOS

Temperaturas Alturas obtenidas Masas usadas Volumen HCl[ºC] [cm] [g] [ml]

8 45 0.52 1526 7 0.52 1535 9 0.50 15

Los resultados obtenidos son:

T [K] ΔH [J /mol] ΔS [J / K] ΔG [J ]281.15 -55600,38 -2,95 12558,42299,15 -59791,21 -16,19 12781,74308,15 -62159,94 -23,27 13038,84

Por tanto en nuestra reacción hubo:

Un leve ordenamiento molecular Un desprendimiento de calor El proceso es espontáneo es la dirección ()

2. INTRODUCCIÓN.

En todo proceso tanto industrial como en laboratorio ocurren reacciones que dan lugar a productos ya sean deseados como no deseados,

El saber cuando un proceso ocurrirá es una parte importante del termodinámica ya esta pequeña determinación se la realiza midiendo la cantidad de energía libre en el proceso o mas propiamente la variación de energía libre en el proceso, en el presente laboratorio se realizara la medición de esta variación de entropía para una reacción que produzca un gas a una temperatura y presión definidas, llegando determinar las variables requeridas en una ecuación que permite calcular dicho proceso.

3. OBJETIVOS.

En la presente práctica nos planteamos los siguientes objetivos:

Ejecutar una reacción química a T, P definidas para calcular las propiedades termodinámicas de: ΔS, ΔH y ΔG, según un análisis metodológico.

Según los resultados de las propiedades termodinámicas establecer los criterios de espontaneidad que permite afirmar la facilidad termodinámica.

4. FUNDAMENTO TEÓRICO.

Espontaneidad de las reacciones químicas

Los cambios físicos tienen lugar de forma espontánea hacia la disminución del contenido energético del sistema. Cabría pensar que las reacciones exotérmicas serían expontáneas y que los procesos endotérmicos por el contrario no lo serían. Sin embargo existen casos de procesos endotérmicos que se producen espontáneamente y de procesos exotérmicos que no se dan de forma espontánea.

Será por tanto preciso definir una nueva magnitud que es la entropía (S) y se trata de una nueva función de estado. Se puede entender como una medida del desorden del sistema.

Todo sistema tiende a ir espontaneamente hacia un grado de energía menor (entalpía mínima y hacia un incremento del desorden (entropía máxima).

Definimos una nueva magnitude termodinámica que liga la entalpía y la entropía así como la temperatura. Se llama función de Gibbs o energía libre (G)

G = H - T S

El signo de la variación de la energía libre determinará la espontaneidad o no de un proceso.

G < 0 proceso espontáneo

G > 0 proceso espontáneo en sentido contrario al previsto

G = 0 el sistema está en equilibrio.

Equilibrio químico

La reacción química no tiene lugar, salvo que se estén retirando constantemente alguno de los productos, de una forma continua hasta que se agote al menos uno de los reactivos. Lo que en realidad sucede es que llegado un punto no se puede superar una cierta concentración de productos. En algunos casos la reacción discurre hasta que prácticamente "desaparecen" todos los reactivos, en otros casos se alcanza el equilibrio mucho antes y con cantidades muy apreciables de "reactivos".

Lo que sucede en realidad es que la reacción sigue transcurriendo de izquierda a derecha pero con la misma velocidad se está produciendo de derecha a izquierda.

Equilibrios heterogéneos:

En los casos en que coexisten sólidos o líquidos puros con disoluciones o gases podemos considerar que sus presiones parciales son constantes (presión de vapor a una determinada temperatura) y que sus concentraciones también lo son. Por tanto ambos valores se podrían incluir en la constante de equilibrio Kp o Kc.

Factores que afectan al equilibrio químico.

Como se dijo anteriormente los valores de las constantes de equilibrio solamente dependen de la temperatura lo que significa que la composición de una mezcla en equilibrio será la misma para una determinada temperatura.

No obstante podemos actuar sobre un sistema en equilibrio variando las condiciones en las que se encuentra.

La explicación de la forma en que evoluciona el sistema se indica en el principio de le Chatelier - Braum que dice : "cuando sobre un sistema en equilibrio se actua variando las condiciones del mismo este evoluciona en el sentido de contrarrestar estas posibles variaciones"

Presión: Si se varía la presión total del sistema haciendo variar el volumen en que se encuentra el equilibrio se desplaza disminuyendo el número de moles de gas, es decir, se desplaza hacia el lado donde hay menos moles de gas.

Concentración o presión parcial de algún componente de la mezcla en equilibrio. Si se varía (aumenta/disminuye) el sistema evoluciona variando (gastando/formando) la cantidad de ese componente.

Sea: En equilibrio K = constante de equilibrio.

Si La solución es liquida ai es igual a 1Si La solución es gaseosa ai es igual a Pi (presión parcial).Si La solución es acida ai es igual a que es igual a 1.

Para la reacción que se estudia:

Si K es = 1 esta en equilibrio, si es > 1 la reacción va de derecha a izquierda, y si es < 1 la reacción va de izquierda a derecha.

K esta relacionada a la energía libre ∆G:

A otras temperaturas:

Calculamos ∆S:

Calculamos ∆H:

5. DESARROLLO EXPERIMENTAL Y ESQUEMAS

Reactivos y materiales

Materiales ReactivosTermómetro Agua destiladaVasos de precipitación Carbonato de CalcioManguera de gomaMatras de succión pequeñoProbeta graduadaBaño MariaSoporte universal con pinzasCorcho

Pasos a seguir

Colocar en el vaso de precipitado agua caliente a una temperatura de 30 a 35 ºC.

Colocar la probeta boca abajo y con ayuda de la manguera introducir agua en ella hasta que este completamente llena, verificar que en la manguera no exista agua en gran cantidad.

Por el otro extremo de la manguera conectar al matraz de succión, en el colocar una cantidad un tanto en exceso de agua e introducir en ella una masa de carbonato de calcio de peso aproximado a 0,43 [g], inmediatamente introducida esta pequeña cantidad de carbonato de calcio tapar el matraz de succión y dejar que reaccione.

Una ves terminada la reacción esta generara un vació en la probeta en la parte superior, este vació esta compuesto por Dióxido de Carbono y vapor de agua, medir la distancia de el nivel del agua con el del vació, para el calculo de la presión parcial del dióxido de carbono esta altura es denotada como altura h [cm].

Medir la temperatura a la que se trabajo y realizar este mismo procedimiento para las temperatura de Ambiente, 30[ºC], 45[ºC] y 60[ºC] aproximadamente.

Ecuaciones a Utilizar

Ecuación de Gibbs Helmolhts

Ecuación de Maxwell:

6. DATOS Y RESULTADOS.

TABLA DE TEMPERATURAS Y ALTURAS OBTENIDOS

Temperaturas Alturas obtenidas Masas usadas Volumen HCl[ºC] [cm] [g] [ml]32 10 0.43 1555 5.3 0.44 1368 2.3 0.43 15

Los resultados obtenidos son:

T [K] ΔH [J /mol] ΔS [J / K] ΔG [J ]305,15 -55600,38 -2,95 12558,42328,15 -59791,21 -16,19 12781,74341,15 -62159,94 -23,27 13038,84

Por tanto en nuestra reacción hubo:

Un leve ordenamiento molecular Un desprendimiento de calor El proceso es espontáneo es la dirección ()

7. OBSERVACIONES Y DIFICULTADES CONFRONTADAS.

o Durante el montaje el montaje se tuvo dificultad al llenar la probeta con agua.

o Debido a la volatilidad del gas de trabajo en la primera prueba se tuvo una gran perdida del mismo debido a una fuga en el corcho que se encontraba mas cerrado.

o Una vez llenado con agua la probeta se produjo una dificultad al medir la altura de trabajo y la temperatura de trabajo debido a la falta de tiempo se tomo las medidas a la temperatura de 32 [ºC] y no así a 30[ºC] como estaba planeada la experiencia.

8. CONCLUSIONES.

Para la reacción:

Los datos obtenidos fueron los siguientes:

T [K] ΔH [J /mol] ΔS [J / K] ΔG [J ]305,15 -55600,38 -2,95 12558,42328,15 -59791,21 -16,19 12781,74341,15 -62159,94 -23,27 13038,84

Por tanto en nuestra reacción hubo:

Un leve ordenamiento molecular Un desprendimiento de calor El proceso es espontáneo es la dirección ()

9. CUESTIONARIO

a) Expóngase el significado de los términos: “espontáneo y equilibrio”, usados en termodinámica.

b) Constrúyase una tabla de ΔH y ΔS, incluyendo las cuatro posibilidades asociadas a los dos posibles signos de ΔH y ΔS. Explíquese el signo resultante de ΔG y el carácter espontáneo del proceso.

H S G Resultado

+ ++

-

No espontáneo a baja temperatura

Espontáneo a alta temperatura

- -+ No espontáneo a alta temperatura

Espontáneo a baja temperatura

+ - + No espontáneo a cualquier temperatura

- + - Espontáneo a cualquier temperatura

c) Empleando las ecuaciones diferenciales fundamentales y las definiciones de las funciones determínese la forma funcional de las propiedades termodinámicas: S, V, H y U; Para:

i) El gas ideal dado que μ = μº (T) + RT ln Pii) El gas de Van der Walls, dado que: μ = μº (T) + RT ln P + (b – a/RT)

Las ecuaciones fundamentales son:

Por otra parte:

Comparando 1 y 4 con 5 y 8, tenemos:

a) Para el gas ideal usando las relaciones anteriores la expresión para μ, tenemos:

; ; G = μ ; G = Gº (T) + RT lnP

De donde:

Para V:

;

;

Para H, usando la definición de G tenemos:

G = H – TS ; H = G + TS

H = Gº(T) +RT lnP + T (Sº(T) – R lnP)

H = Gº (T) + TSº(T) = Hº T

Finalmente para E:

E = H – PV

E = Hº(T) – P(RT/P) = Hº (T) – RT

E = Eº (T)

b) Para el gas de Van der Walls, usando la expresión anterior y la expresión para μ del enunciado.

De donde:

Para V, siguiendo el mismo procedimiento que el gas ideal:

;

Para H:

Por ultimo para E tenemos:

E = H – PV

10 BIBLIOGRAFÍA

Apuntes del Ingeniero Mario Huanca I.

Huanca Ibáñez Mario, Guía de Practicas de Laboratorio de Fisicoquímica

http://www.cie.unam.mx/~ojs/pub/Termodinamica/node22.html

http://es.wikipedia.org/

11. APENDICE

La reacción que nosotros tenemos es la siguiente:

m= 0.5g n = ?

Debemos establecer una relación de ΔG en función de la temperatura y cantidades químicas para una condición de un equilibrio.

Para las condiciones de equilibrio:

……………..(1)

El ΔGºR,298 según tablas es igual:

Pero antes debemos calcular la constante K según la siguiente relación:

…………………..(2)

Calculando la concentración de [HCl] = 1M

Calculamos el número de moles de CaCO3 para las mediciones:

Procedemos a calcular la concentración de [CaCl2]:

Para calcular las presiones realizamos el siguiente cálculo con la siguiente expresión:

Para cada una de las alturas:

Reemplazando datos en la ecuación (2):

Reemplazando datos en la ecuación (1), tenemos:

Formando el correspondiente sistema de ecuaciones:

Resolviendo el sistema de ecuaciones se tiene los siguientes valores de los parámetros:

Relacionando ΔHR y ΔSR:

Según la ecuación de Gibbs Helmolhts

Despejando ΔHR:

Reemplazando datos para cada una de las Temperaturas:

Según la ecuación de Maxwell:

Resolviendo la diferencia la ecuación queda:

Reemplazando las Temperaturas y los parámetros:

Los resultados obtenidos son:

T [K] ΔH [J /mol] ΔS [J / K] ΔG [J ]281.15 -55600,38 -2,95 12558,42299,15 -59791,21 -16,19 12781,74308,15 -62159,94 -23,27 13038,84

Por tanto en nuestra reacción hubo:

Un leve ordenamiento molecular Un desprendimiento de calor El proceso es espontáneo es la dirección ()