ENTALPÍA DE FORMACIÓN MgO 2015-2

ENTALPÍA DE FORMACIÓN DEL MgO
OBJETIVO
Determinar experimentalmente la entalpía de reacción entre el óxido de magnesio y el
ácido clorhídrico y calcular la entalpía de formación del MgO, mediante la aplicación de la ley
de Hess.
CONSIDERACIONES TEÓRICAS
La entalpía H como cualquier propiedad del sistema, es una función termodinámica que
depende del estado del sistema, de manera que el cambio de entalpía en cualquier proceso,
depende solamente de los estados inicial y final del mismo. Este hecho permite determinar
cambios de entalpía escogiendo arbitrariamente el camino que sea más accesible desde el punto
de vista experimental, siempre que no se alteren los estados inicial y final.
De acuerdo a la primera ley de la termodinámica, el cambio de entalpía H del sistema es
numéricamente igual al calor que se mide a presión constante QP en el entorno cuando un
sistema solo puede realizar trabajo de expansión o compresión.
H = QP
(1)
Por convención se considera el calor como positivo (+Q) cuando este es ganado por el
sistema en estudio (proceso endotérmico) y negativo(-Q) cuando el sistema lo pierde (proceso
exotérmico).
En este experimento se efectuarán mediciones de calor a presión atmosférica, la cual
permanece prácticamente constante durante el tiempo del experimento, por lo que el calor
liberado por la reacción en estudio será una medida del cambio de entalpía de la reacción.
La reacción en estudio es:
MgO(s) + 2HCl(ac)  H2O(l) + MgCl2(ac)
(2)
y se efectuará en un reactor que funciona al mismo tiempo como un calorímetro. El reactor es un
recipiente aislado térmicamente para evitar flujos de calor entre el interior y el exterior y de esta
forma poder evaluar sólo el calor de la reacción.
Para determinar el calor liberado por la reacción se deben evaluar los calores que son
absorbidos por los diferentes componentes del calorímetro al finalizar la reacción. El calor de la
reacción es absorbido teóricamente por el recipiente, el agitador y el termómetro (componentes
del calorímetro) junto con los principales productos de la reacción (MgCl2, y H2O), así como el
reactivo que se encuentra en exceso en la disolución, (HCl). El calor absorbido por el calorímetro
se calcula conociendo su capacidad calorífica y la diferencia de temperatura entre la de equilibrio
27
y la del reactor al inicio de la reacción. El calor absorbido por la disolución se calculará,
empleando el calor específico de la disolución resultante y la diferencia de temperaturas en el
equilibrio y al inicio de la reacción. Es importante notar que en la disolución solamente habrá
una pequeña cantidad de MgCl2 producido y una cantidad muy grande de HCl(ac) en exceso; en
consecuencia, es posible despreciar el calor específico del MgCl2 y considerar solamente el calor
específico del HCl(ac) para la solución remanente.
La capacidad calorífica del calorímetro CC se determina por medio de un experimento
previo en el que se utiliza una reacción exotérmica reproducible y precisa. El experimento
consiste en realizar una reacción de neutralización colocando una masa conocida (0.5g) de TRIS
(2-Amino-2-(hidroximetil)-1,3-propanodiol), mTRIS, en el calorímetro, agregar un volumen
conocido (100 ml) de HCl 0.1 N y en el equilibrio térmico leer el incremento de temperatura
corregido, Tc. Se sabe que se desprenden 58.738 cal/g de TRIS neutralizado a 25°C (Parr,
2008).
El software incorporado en el calorímetro proporciona el aumento de temperatura ya
corregido, TC, debido a posibles fugas de calor, velocidades de transferencia de calor y el calor
generado por agitación en el sistema.
Con el valor de la capacidad caloríficad del calorímetro, CC, ya definido se determinará el
calor liberado por la reacción entre una masa de MgO mMgO, y la masa de HCl mHCl, de molaridad
conocida MHCl. La medición del incremento de la temperatura T permitirá calcular el calor
liberado de la reacción a presión constante QP
H = QP = (mHCl CPHCl + CC)(Tc)
(3)
donde se ha despreciado la capacidad calorífica del MgCl2. El CPHCl es el calor específico del HCl
empleado, el cual se obtiene de la siguiente ecuación:
CP HCl (cal/g-oC) = 0,9933 - (0,055)(MHCl)
(4)
donde MHCl es la molaridad de HCl. Cabe aclarar que la ecuación (4) se obtuvo para disoluciones
acuosas de HCl con molaridad cercana a 1.0 (Perry & Green, 1992; Parr Instruments company,
2008).
Por último, la entalpía de formación del MgO H°f MgO, es el cambio de entalpía de la
reacción:
Mg(s) + ½O2(g)  MgO(s)
(5)
en la que el estado inicial es Mg(s) y O2(g) a 1 atm, mientras que el estado final es MgO(s), a 1 atm.
Como la entalpía es función de estado, puede escogerse un camino que involucre a la reacción
(2), así como las entalpías de formación de las reacciones siguientes:
H2(g) + ½O2(g)  H2O(l)
(6)
28
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(ac)
(7)
½H2(g) + ½Cl2(g)  HCl(ac)
(8)
para calcular el H°f MgO, tanto teórico como experimental,empleando la ley de Hess.
GUÍA DE ESTUDIOS
1. Explique el significado de la primera ley de la termodinámica.
2. Para un proceso a presión constante y empleando la primera ley de la termodinámica deduzca
la propiedad termodinámica del cambio entálpico, H.
3. ¿Cuál es el significado de la entalpía?
4. ¿Cómo se mide e identifica experimentalmente el cambio de entalpía H de una reacción
química?
5. ¿Cómo se define la “entalpía de formación”, Hf de un compuesto?
6. ¿Bajo qué condiciones se establece “la entalpía estandar”, H° de un compuesto químico?
7. Explique el concepto de reactivo limitante.
8. Deduzca y justifique la ecuación para calcular la capacidad calorífica del calorímetro Cc.
9. ¿En qué consiste la ley de Hess?
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).
29