TERMOQUÍMICA

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
ESCUELA NACIONAL DE CIENCIAS BIOLÓGICAS
PRÁCTICA N° 6: TERMOQUÍMICA.
M. Rodríguez Mendoza, M. F. Venegas Sánchez. Químico Bacteriólogo Parasitólogo; Equipo: 3; Grupo: 2QV2.
Resumen
Se realizó el análisis cualitativo de algunos calores de reacción comunes, lo cual permitió la distinción entre reacciones
exotérmicas y endotérmicas, además se hizo énfasis entre la diferencia entre los conceptos de calorimetría y termoquímica.
Palabras clave: Termoquímica, calor, reacción exotérmica, reacción endotérmica, entalpía.
Introducción
La Termoquímica es la parte de la Termodinámica que
estudia las variaciones de energía que se producen en las
reacciones químicas. Es decir, la Termoquímica estudia la
conversión de energía química en energía térmica y
viceversa. [2]
Para que se produzca una reacción química es necesario
que se rompan determinados enlaces (proceso que
absorbe energía) y se formen otros nuevos para formar
compuestos estables (proceso que desprende energía). De
aquí que existan reacciones en las que se produce una
emisión de calor al exterior, reacciones exotérmicas, y
otras en las que la reacción absorbe calor, reacciones
endotérmicas.
De manera general el calor desprendido o absorbido en
una reacción no es una magnitud definida, ya que
depende del camino seguido para ir de los reactivos a los
productos. No obstante, si el proceso se realiza bien a
volumen constante o a presión constante, el cambio
térmico pasa a ser algo definido e independiente. [4] [1]
Si el volumen se mantiene constante durante una
reacción entonces, el sistema no realiza trabajo mecánico
(w=o) y la expresión de la primera ley se escribe:
𝑑𝑄𝑣 = 𝑑𝐸
Ec.1
Las reacciones que ocurren a presión constante conducen
a un cambio en el volumen (ΔV) del sistema, por lo que
el trabajo realizado por el sistema es PΔV, y la ecuación
de la primera ley queda como:
𝛥𝐻 = 𝛥𝐸 + 𝑃𝛥𝑉
Ec. 4
Leyes de la termoquímica
Las llamadas leyes termoquímicas fueron enunciadas
antes de que fuera conocido el Principio de Conservación
de la Energía (Helmholtz, 1847). Hoy podemos ver que
no son más que distintos enunciados de ese principio
general. [3]
 Ley de Lavoisier- Laplace (1780).
"La cantidad de calor que se ha de suministrar a un
compuesto para descomponerlo en sus elementos es igual
al calor desprendido al formar el compuesto a partir de
aquellos". "El cambio térmico que acompaña a una
reacción química en una dirección es de magnitud
exactamente igual, pero de signo opuesto, al que va
asociado con la misma reacción en sentido inverso".
𝛥𝐻𝑟 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑐𝑡𝑎 = 𝛥𝐻𝑅 𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑎
Ec. 5
 Ley de Hess (1840) (Ley de la Suma Constante de
Calores) "El cambio térmico, a presión o volumen
constante, de una reacción química, es el mismo, tanto si
tiene lugar en una etapa como si se verifica en varias".
"Las ecuaciones termoquímicas se pueden sumar y restar
como si fuesen ecuaciones algebraicas". [5]
𝛥𝐻𝑟 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑐𝑡𝑎 = 𝛥𝐻1 +Δ𝐻2 …
Ec. 6
Objetivos
𝑄𝑝 = 𝛥𝐸 + 𝑃𝛥𝑉
Ec. 2
Para un sistema que posee una energía interna E y un
volumen V a una presión P, se define una función
termodinámica llamada entalpía H, y se define como:
1.
2.
3.
𝐻 = 𝛥𝐸 + 𝑃𝛥𝑉
Ec. 3
De tal manera que a presión constante, un cambio de
entalpía se expresa:
4.
Realizar un análisis cualitativo de algunos
calores de reacción comunes.
Hacer diferentes experimentos para conocer
mejor los tipos de calores.
Determinar
reacciones exotérmicas y
endotérmicas.
Distinguir la relación entre termodinámica y
calorimetría
1
Parte Experimental
Experimento 1. Se colocó en un vaso de pp. 10-20ml de
𝐻2 𝑆𝑂4 concentrado con agua destilada *medir
temperatura* agitamos la solución y se introdujo una
ampolleta con éter, posterior a esto se acercó un cerillo al
extremo abierto. Finalmente medimos la temperatura.
Experimento 2. Colocamos una pequeña cantidad de
𝑁𝐻4 𝑁𝑂3 en un tubo de ensaye, medimos su temperatura
inicial, posteriormente añadimos 5ml de agua y tomamos
la temperatura final,
Experimento 3. Se colocó NaOH en un tubo de ensaye,
medimos su temperatura inicial, agregamos 5ml de agua,
agitamos cuidadosamente y anotamos su temperatura
final.
Experimento 4. Se llenó la mitad de un tubo de ensaye
con 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 más 2ml de de agua, se calentó con un
mechero hasta su dilución completa. Vaciamos la mitad
del contenido a otro tubo (tubo 2). El tubo 1 al llegar a los
30°C se introdujo en un vaso con agua de la llave y
anotamos la temperatura en función del tiempo hasta que
se cristalizó. Al tubo 2 cuando este llegó a una
temperatura de 30°C se le agregó un cristal de sal.
Experimento 5. Se colocaron cristales de 𝑆𝑖𝑂2 en un
tubo de ensaye, medimos
la temperatura inicial,
agregamos agua, agitamos ligeramente y medimos la
temperatura final.
Experimento 6. En una placa de asbesto formamos un
volcán con (𝑁𝐻4 )2 𝐶𝑟2 𝑂7 colocándose en él cristales de
yodo, se hizo un espiral con una cinta de magnesio la cual
se colocó en el volcán de tal forma que sobresaliera un
extremo y finalmente se encendió con la flama del
mechero
Resultados y discusión
Experimento 1. El agua y el ácido generaron una gran
cantidad de calor, teniendo así un incremento en la
temperatura, se produce un gas de hidrógeno sumamente
inflamable que puede encenderse o explotar si entra en
contacto con muchas sustancias químicas, como por
ejemplo acetona, alcoholes etc. En este caso agregamos
éter y se observó una flama. Se considera una Reacción
exotérmica ya que desprendió calor.
Tinicial: 21°C
Tfinal: 95°C
∆
𝐻2 𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂 → 2𝐻2 𝑂 + 𝑆𝑂4 2− ↑ É𝑡𝑒𝑟
Experimento 2. Se observó una disminución en la
temperatura al agregar agua al nitrato de amonio
Tinicial: 25°C
Tfinal: 23°C
El nitrato amonio es extremadamente soluble en agua, por
lo que al disolverlo en agua ocurre una disociación de los
iones del nitrato de amonio, teniendo así el anión nitrato
y el catión amonio que se ven atraídos por las cargas
parciales (del signo opuesto) del agua.
Como reacción endotérmica absorbe calor y por tanto,
enfría
𝑁𝐻4 𝑁𝑂3 (𝑆) + 𝐻2 𝑂 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑐)  𝑁𝑂3 − (𝑎𝑐) + 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑐)
Reac. 2
Variación de entalpía = 26,3 kJ/mol
Experimento 3. Al disolver hidróxido de sodio en agua
se desprendió mucho calor, ya que el tocar el tubo de
ensaye éste estaba muy caliente y la temperatura aumentó
bastante
Tinicial: 26°C
Tfinal: 41°C
El Hidróxido de Sodio es una base fuerte que se disuelve
con facilidad en agua, disociándose por completo en
iones, generando gran cantidad de calor.
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑆) + 𝐻2 𝑂 → 𝑁𝑎 + 𝑂𝐻 ´− + 𝐻 + 𝑂𝐻 − ↑ ∆
Experimento 4. Observamos como al aumentar la
temperatura del disolvente (agua) aumentó la solubilidad
del soluto (acetato de sodio)
y al disminuir su
temperatura este comienza a cristalizar, lo que ocurre es
que baja su solubilidad y obtenemos una solución
sobresaturada que cristaliza. Al tubo 2 que se le agregó el
cristal de la misma sal, su cristalización ocurrió más
rápido que en el tubo 1. Al entrar en contacto las
partículas de acetato de sodio con la disolución se
produce una rápida cristalización. Al producirse esta
perturbación las moléculas se ordenan y forman enlaces
dando así como resultado un sólido. Al tocar el tubo
notamos que su temperatura es alta esto se produce
porque se ha liberado energía aumentando así la
temperatura del cristalizado.
t (seg)
0´´
300´´
300´´
380´´
660´´
900´´
1800´´
T °C
30
28
27
25
23
20
15
Tabla 1. Temperatura en función del tiempo del tubo 1.
Como podemos observar tardó bastante en que la
solución del tubo 1 se cristalizara por completó y aun así
no logramos conseguir una cristalización completa por
falta de tiempo y porque el agua de la llave no estaba lo
suficientemente fría como se debía de tener.
Experimento 5. Se llevó a cabo un calor de adsorción, en
donde la silica gel se encontraba a una temperatura inicial
de 24ºC, al momento de agregar agua se desprendió calor,
haciendo que la silica gel adsorbiera la humedad, a
expensas de la vaporización a una temperatura final de
27ºC. Por lo tanto es un proceso exotérmico y
el calor es debido a la condensación del
adsorbato más la energía generada en la unión
adsorbente-adsorbato. La adsorción cae de lleno dentro
del intercambio iónico y a menudo se le llama adsorción
2
por intercambio, que es un proceso mediante el cual los
iones de una sustancia se concentran en una superficie
como resultado de la atracción electrostática en los
lugares cargados de la superficie. La adsorción que tiene
lugar debido a las fuerzas de Van del Waals se llama
generalmente adsorción física y es aquella en donde un
elemento o compuesto químico, se adhiere a una
superficie, que puede estar formada por el mismo tipo de
compuesto o por alguno diferente, y en el que la especie
adsorbida conserva su naturaleza química
Reacción:
𝑆𝑖𝑂2 (𝑆) + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑆𝑖𝑂3 (𝑎𝑐) ↑ ∆
Experimento 6. Durante este experimento se llevan a
cabo diferentes tipos de reacciones de calor. El dicromato
amónico, (NH4)2Cr2O7, a altas temperaturas, se
descompone espontáneamente en óxido de cromo (III),
nitrógeno y agua, según la reacción:
(NH4)2Cr2O7→ Cr2O3 + N2 (g) + 4 H2O (g)
La reacción se inicia quemando una cinta de magnesio
introducida en los cristales de color naranja que forma el
dicromato amónico cristalizado. Al quemar el Mg se
produce una reacción exotérmica:
Mg + ½ O2 → MgO (sólido blanco)
El calor producido en esta reacción es suficiente para
iniciar la descomposición del dicromato amónico que se
autooxida y reduce cambiando de color naranja a color
verde oscuro, como se pudo observar durante el
experimento.
Oxidante, reacción de reducción.
𝐶𝑟2 𝑂7 2− + 8𝐻 + + 6𝑒 − → 𝐶𝑟2 𝑂3 + 4𝐻2 𝑂
tasa de reacción. La espontaneidad de un proceso puede
depender de la temperatura.
La termodinámica y calorimetría están asociadas y
ninguna es independiente de la otra
Cuestionario.
1. ¿Qué es una reacción endotérmica y una
reacción exotérmica?
Reacción endotérmica: Aquella que absorbe
energía, normalmente en forma de calor, tiene
una variación de entalpía positiva.
Reacción exotérmica: Es aquella que desprende
energía, ya sea como calor o como luz, tiene una
variación de entalpía negativa.
2.
Reductor, reacción de oxidación.
2𝑁𝐻4 + → 𝑁2 + 8𝐻 + + 6𝑒 −
En esta etapa se lleva a cabo una ignición, que ocurre
cuando el calor que emite una reacción llega a ser
suficiente para sostener otra reacción química como es el
caso del dicromato amónico.
En cuanto al yodo, a temperatura ambiente, es un sólido
negro, pero por su carácter volátil, durante la reacción al
entrar en contacto con el calor desprendido, cambia de
fase (sublimación), produciendo un gas de color violeta
muy evidente en el experimento
Conclusión.
La termoquímica es una parte de la química que
estudia las transferencias de calor asociadas a las
reacciones químicas. Estas transferencias de calor se
asocian con la entalpia; si en una reacción química
absorbe
calor,
la
reacción
se
denomina
endotérmica, y si cede calor la reacción se llama
exotérmica. En las reacciones químicas, un proceso
espontáneo ocurre sin el suministro de energía externa.
Un proceso espontáneo puede ocurrir rápida o lentamente,
pues la espontaneidad no se relaciona con la cinética o
3.
Defina los siguientes calores.
Calor de reacción: Es el cambio en la entalpía
de una reacción química que se produce a una
presión constante.
Calor de formación: Es la variación de entalpía
de la reacción de formación de dicho compuesto
a partir de las especies elementales que lo
componen, en su forma más abundante.
Calor de combustión: es el calor de reacción
que se obtiene de la oxidación de la sustancia
con oxígeno molecular.
Calor de cristalización: consiste en separar un
soluto de una solución mediante la formación de
cristales de éste en el seno de la solución.
Calor de absorción: La absorción de calor se
produce cuando un cuerpo cede su calor a otro
cuerpo que lo absorbe.
Calor de hidratación: Es la cantidad de calor
que se libera al hidratar la unidad de masa de un
compuesto.
Calor de solución: es el proceso de disolución
de una sustancia suele ir acompañado de una
absorción o desprendimiento de calor.
Calor de cambio de fase: Es la energía
requerida por una cantidad de sustancia para
cambiar de fase.
Escriba la ecuación termoquímica que
represente el fenómeno que se lleva a cabo en
cada una de las experiencias planteadas en esta
práctica.
Experiencia 1. Reacción exotérmica.
Experiencia 2. Calor de solución positivo.
(Reacción endotérmica).
3
5.
¿Qué es la calorimetría? ¿Qué es termoquímica?
La Termoquímica es la rama de la
Termodinámica que estudia las variaciones de
energía que se producen en las reacciones
químicas. Es decir, la Termoquímica estudia la
conversión de energía química en energía
térmica y viceversa.
La Calorimetría es la parte de la física que se
encarga de medir la cantidad de calor generada
o perdida en ciertos procesos físicos o químicos.
6.
Demuestra que las leyes de termoquímica son
consecuencia de la primera ley de la
termodinámica.
Las leyes termoquímicas fueron enunciadas
antes de que fuera conocido el Principio de
Conservación de la Energía (Helmholtz, 1847).
Hoy podemos ver que no son más que distintos
enunciados de ese principio general.
7.
En las experiencias que requieren agitación ¿Por
qué esta no debe ser brusca?
Porque puede ocurrir una reacción violenta.
8.
En la experiencia No. 6 ¿Qué tipo de reacción es
la ignición de la cinta de magnesio?
Al quemar el Mg, se produce una reacción
de tipo exotérmica, la cual es suficiente para
iniciar la descomposición del dicromato amónico
que se auto oxida y reduce posteriormente,
cambiando de color naranja a color verde
oscuro.
9.
En la experiencia No 1. ¿De dónde toma energía
el éter para evaporarse?
Se produce una reacción espontánea de tipo
exotérmica, entre el agua y el ácido sulfúrico los
cuales al entrar en contacto se disocian
formando el ion hidronio y bisulfato , que
vuelven el medio altamente ácido y como
consecuencia se desprende una gran cantidad de
calor producto de dicha reacción. Esto permitió
que el éter cambiara de fase.
Experiencia 3.Calor de solución negativo.
(Reacción endotérmica)
Experiencia 4. Calor de cristalización
Experiencia 5. Calor de adsorción.
𝑆𝑖𝑂2 (𝑆) + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑆𝑖𝑂3 (𝑎𝑐) ↑ ∆
Experiencia 6. Diferentes tipos de calores de
reacción.
4.
En la experiencia No. 6 ¿A qué se debe el
cambio de color del dicromato?
El dicromato de amonio es un sólido de color
naranja, que cuando es sometido a altas
temperaturas,
inicia
su
descomposición
reduciéndose en 𝐶𝑟2 𝑂3 , 𝑁2 y 𝐻2 O.
El óxido de cromo (III) es un sólido que ocupa
un volumen mayor dando una coloración verde
oscuro.
10. Describa
brevemente
el
proceso
de
cristalización.
Es el procedimiento de purificación por el cual
se produce la formación de un sólido cristalino,
a partir de un gas o un líquido.
11. Diga algunas aplicaciones prácticas de la
termoquímica en su área profesional.
En las plantas, se lleva a cabo una serie de
procesos químicos para la realización de
fotosíntesis, lo cual sería difícil de entender sin
ayuda de la termoquímica .En el caso de
organismos
más
complejos,
permite
4
conocer su metabolismo y características
para entender su funcionamiento.
Es incorrecto ya que al incrementar la
temperatura de un sistema cerrado, la presión
incrementara conforme aumente la temperatura.
Sin embargo la entalpia solo puede ser calculada
a presión constante. 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).
12. Un estudiante plantea la siguiente proposición
errónea en un informe de laboratorio sobre una
bomba calorimétrica 𝛥𝐻 = 𝛥𝐸 + 𝑃𝛥𝑉. Ya que
el proceso en la bomba calorimétrica es a
volumen constante, 𝛥𝑉 = 0 y 𝛥𝐸 = 𝛥𝐻".
Explique porque es incorrecto este argumento.
Es incorrecto ya que, al incrementar la
temperatura de un sistema cerrado, la presión
incrementará conforme aumente la temperatura.
Sin embargo, la entalpia solo puede ser
calculada a presión constante. 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)
Referencias
[1] Gilbert W. Castellan. Fisicoquímica. Segunda
Edición.
Fondo
Educativo
Interamericano.
Pearson/Addison Wesley. 1974
[2].P. W. Atkins. Fisicoquímica. Tercera edición.
Addison Wesley Iberoamericana.
[3] Wilmington, Delaware, E. U. A., 1991, 1986. Samuel
Glasstone. Tratado de química Física. Séptima edición.
Aguilar ediciones. Madrid, España, 1979.
[4] Termoquímica. Recuperado el 16/03/2020 de:
https://fisquiweb.es/Apuntes/Apuntes1Bach/Termoquimic
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[5]Academia Osorio. Una química para todos.
Recuperado
el
16/03/2020
de:
https://unaquimicaparatodos.com/wpcontent/uploads/2017/01/6.-TERMOQUIMICA.-LIBROPRINCIPAL.pdf
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