Practica5 AntonioDiazdeLeon - eVirtual UASLP

Universidad
Autónoma de
San Luis Potosí
Facultad de Ciencias Químicas
Laboratorio de Fisicoquímica I
Nombre de la práctica:
Entalpia de formación del MgO
Pre laboratorio no. 5
Alumno: Antonio Díaz de León Bautista
Fecha: 24 de Marzo del 2015
Día: Martes
Hora 7:00-9:00
Maestro de la práctica
Maribel Martínez Partida
Calificación _________
Entalpia de formación del MgO
Objetivo:
El alumno determinara experimentalmente la entalpia de reacción entre el óxido de
magnesio y el ácido clorhídrico y calculara la entalpia de formación del MgO,
mediante la aplicación de la ley de Hess.
Guía de estudios:
1.-Explique el significado de la primera ley de la termodinámica.
Ley de la conservación de la energía: la energía no se crea ni se destruye solo se
transforma.
2.- Para un proceso a presión constante y empleando la primera ley de la
termodinámica deduzca la propiedad termodinámica del cambio entálpico, ΔH.
𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉
∆𝑈 = 𝑞 + 𝑤
𝑑𝑢 = 𝑑𝑞 − 𝑃𝑑𝑣
𝑑𝑞 = 𝑑𝑢 + 𝑃𝑑𝑣
𝑣2
𝑣2
𝑑𝑞 = ∫ 𝑑𝑢 + 𝑃 ∫ 𝑑𝑣
𝑣1
𝑣1
𝑑𝑞 = (𝑢2 − 𝑢1) + 𝑃(𝑣2 − 𝑣1)
𝑄𝑝 = (𝑢2 + 𝑃𝑣2) − (𝑢1 + 𝑃𝑣1)
𝑢 + 𝑃𝑣 = 𝐻
𝑄𝑝 = 𝐻2 − 𝐻1 = ∆𝐻
3.- ¿Cuál es el significado de la entalpia?
Pertenece a las funciones de estado, dependiendo del estado final y el estado
inicial, estudiada por la termodinámica (cambio de entalpia en procesos químicos)
4.- ¿Cómo se mide e identifica experimentalmente el cambio de entalpia ΔH de
una reacción química?
Por medio de un reactor que funcione como calorímetro donde no exista perdida
de calor y solo se mida el calor de x reacción.
El cambio de ΔH del sistema es numéricamente igual al calor que se mide a
presión constante, por lo que para determinar el calor liberado se debe medir el
calor absorbido por los diferentes componentes del reactor.
5.- ¿Cómo se define la “entalpia de formación” ΔHf de un compuesto?
Podremos definirla de dos formas, como:
1.-Entalpia de formación estándar (ΔH°f):
Entalpia para la formación de un compuesto a partir de sus elementos en estado
estándar.
2.-Entalpia molar de formación estándar:
Entalpia para la formación de 1 mol de sustancia a partir de sus elementos en
estado estándar.
Se debe tomar en cuenta que la en la ley de Hess por entalpia de formación todo
compuesto dimolecular o unimolecular equivale a cero.
6.- ¿Bajo qué condiciones se establece “la entalpia estándar”, ΔH° de un
compuesto químico?
Estándar es el estado de la materia más estable, con una temperatura de 25°C y
una presión de 1 Bar.
7.- Explique el concepto de reactivo limitante.
El reactivo limitante en una reacción es el que se encargara de regir la reacción,
será el primero en agotarse y en cuanto se agote la reacción terminara aun
teniendo en existencia el reactivo par. Del el dependerá la creación de productos.
8.- Deduzca y justifique la ecuación para calcular la capacidad calorífica del
calorímetro Cc.
𝐶𝑐 =
∆𝑈𝑚 + 𝑞1 + 𝑞2
∆𝑇
La capacidad calorífica de un calorímetro, es conforme el calor de combustión de
una sustancia (en un experimento previo con una masa conocida, donde se evalúa
el ΔT) entre el aumento de temperatura provocado por el calorímetro. Ya que el
calor liberado es igual al calor absorbido por las diferentes partes del calorímetro
se calcula primero el calor de combustión:
El cambio de energía interna de la sustancia con masa conocida=ΔU*masa
El calor de combustión del alambre ignición=q1
Calcular las caloría liberadas por la formación del producto x=q2
Este se divide entre el cambio de temperatura para ahora si obtener una
capacidad calorífica con las unidades de energía sobre temperatura.
9.- ¿En qué consiste la ley de Hess?
En la determinación de ΔU existen dos maneras, la directa por medio de
reacciones sencillas y la indirecta por medio de una reacción en varios pasos.
𝐴+𝐵 →𝑋
∆𝐻1
𝑋+𝐴→𝑌
∆𝐻2
2𝐴 + 𝐵 → 𝑌
∆𝐻3
10.-Partiendo de las reacciones (2), (6), (7) y (8), escriba una secuencia apropiada
de reacciones cuya suma total sea igual a la reacción (5).
𝑀𝑔𝑂(𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑐)
(2)
Δ1
𝐻2(𝑔) + 2 02(𝑔) → 𝐻2 𝑂(𝑙)
(6)
Δ2
𝑀𝑔(𝑠) + 𝐶𝑙2(𝑔) → 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑐)
(7)
Δ3
(8)
Δ4
(5)
Δ5
1
1
2
1
𝐻2(𝑔) + 2 𝐶𝑙2(𝑔) → 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐)
1
𝑀𝑔(𝑠) + 2 02(𝑔) → 𝑀𝑔𝑂(𝑠)
Secuencia.
1
𝐻2(𝑔) + 2 02(𝑔) → 𝐻2 𝑂(𝑙)
Δ2
𝑀𝑔(𝑠) + 𝐶𝑙2(𝑔) → 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑐)
Δ3
1
1
2(𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 2 𝐻2(𝑔) + 2 𝐶𝑙2(𝑔) )
𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑐) → 𝑀𝑔𝑂(𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐)
1
𝑀𝑔(𝑠) + 2 02(𝑔) → 𝑀𝑔𝑂(𝑠)
2(-Δ4)
-Δ1
Δ2+Δ3-2(Δ4)-Δ1= Δ5
Inicio
Procedimiento:
Encender el termómetro
calorímetro
1
Medir en un Matraz volumétrico
de 100 ml HCl 1,0 M y vaciar
cuidadosamente en el frasco
2 Dewar del calorímetro.
Evite tocar el
frasco Dewar con
el matraz ya que
este es muy frágil.
Colocar el “O-ring” en la parte
externa del frasco Dewar,
después colocar el frasco en el
anillo de plástico soporte e
introducir en el calorímetro.
3
Tomar la celda rotatoria y en la
parte inferior colocar la tapa de
plástico donde con anterioridad
se debió pesar 0.2 g de MgO.
4
Ensamblar la celda rotatoria en
la parte inferior de la tapa del
calorímetro y sujetar
firmemente con el tornillo de
plástico que posee la celda.
5
1
Anotar
peso
exacto
medido
1
Instalar el sensor del termistor
en la abertura de la tapa,
haciendo presión para fijarlo en
la posición correspondiente.
6
Bajar con cuidado la tapa con la
celda rotatoria y el sensor del
termómetro sobre el borde del
calorímetro. Colocar la varilla de
vidrio a través del orificio de la
tapa del calorímetro.
7
Colocar la banda en la polea
dentada del motor y en la polea
dentada dela celda rotatoria
8
En el menú principal del
calorímetro presionar el botón
“CALORIMETER OPERATION”
donde aparecerá otra pantalla y
se deberá presionar el botón
“STIRRER”. El motor se
encenderá y se deberá dejar
pasar 5 minutos y
posteriormente se deberá
presionar el botón “START”
9
2
Inicio del preperiodo. En la
pantalla
aparecerá un
número de
identificación
del
experimento,
se anotara y se
presionara
aceptar.
2
Cuando el calorímetro alcance el
equilibrio térmico se avisara con
un sonido “bip”
Termino del
pre - periodo
10
Iniciar la reacción con la varilla
de vidrio ejerciendo presión en
esta. Asi se liberara la tapa
inferior de la celda rotatoria que
contiene el MgO e iniciara la
reacción química.
11
Después de un tiempo, se
alcanzara el equilibrio de nuevo
y terminara el experimento. El
calorímetro arrojara un reporte.
12
Presionar el
botón
“CONTINUE”
Anotar la
temperatura
inicial (Ti) y el
incremento de
temperatura
corregido (ΔTc)
Presiona el botón “DONE”. Parar
el motor del calorímetro
apretando el botón “STIRRRER”
13
Apagar el termómetro
calorímetro.
14
3
Recordar que el
botón se
encuentra en la
parte posterior
del aparato
3
Retirar la varilla y el sensor de
temperatura. Enjuagar con agua
destilada y secar con cuidado
con un papel absorbente.
Destapar cuidadosamente el
calorímetro. Retirar el tornillo y
desensamblar la celda rotatoria,
enjuagar y secar la misma.
15
Retirar cuidadosamente el
frasco Dewar del calorímetro,
remover el anillo de soporte y
vaciar su contenido en un frasco
de desechos. Lavar y secar
cuidadosamente el frasco Dewar
y la cubera de acero inoxidable.
16
Determinar la densidad del
ácido clorhídrico utilizando el
papel filtro y la pipeta
volumétrica
17
Fin
Cuidar de no
derramar
solución sobre
el líquido.