Primera Ley de la Termodinámica: Trabajo práctico

Procesos exotérmicos y endotérmicos

Introducción

En los cambios físicos y químicos se consume o se libera energía. La cantidad de energía que se requiere para fundir un sólido recibe el nombre de calor de fusión. La cantidad de energía que se requiere para hervir un líquido se llama calor de vaporización. Cuando la transformación se lleva a cabo a presión constante, el calor involucrado recibe el nombre de entalpía. Tanto la fusión como la vaporización requieren de energía para llevarse a cabo, por lo tanto son endotérmicos. En los procesos opuestos, la condensación y la congelación, se libera energía: son exotérmicos.

Para determinar el calor de fusión del hielo se elige un sistema aislado formado por hielo, agua, un recipiente aislado térmicamente de los alrededores y un termómetro. El experimento consiste en medir la temperatura inicial del agua y medir el cambio de temperatura cuando se añade hielo al agua. Si se trata de un sistema aislado la energía se conserva, por lo tanto , la suma de de la energía que pierde el agua a temperatura ambiente es igual a la energía que recibe el hielo y su suma algebraica debe ser igual a cero.

Cuando se agrega hielo al agua, el agua pierde una cantidad de energía q_a igual al producto de su masa m_a por el cambio de su temperatura y su calor específico C_a .

q_a= m_a x DT_f x C_a

El calor específico del agua es la cantidad de energía necesaria para calentar un gramo de agua un grado y es igual a 1.00 cal/gK o 4.18 J/gK. La energía que pierde el agua fundirá el hielo y elevará la temperatura de la mezcla agua-hielo._. La energía necesaria para elevar la temperatura del hielo a su temperatura final es el producto de la masa del hielo por el aumento de temperatura DT_i. por el calor específico del agua C_a como se trata de un sistema cerrado, la suma de los cambios de energía del agua y del hielo debe ser igual a cero.

q_a -q_h =0  y

DH_f = (m_a + m_h ) DT_f x  C_a

También en procesos como la disolución de sales o la mezcla de dos líquidos, está involucrado un cambio de energía. Las sustancias cristalinas se disuelven o hidratan cuando las moléculas de disolvente se intercalan rompiendo la red cristalina, así, algunas sustancias absorben energía cuando se disuelven y otras desprenden energía en el mismo proceso.

En las reacciones químicas se forman sustancias a partir de otras distintas mediante la ruptura de enlaces y la formación de nuevos enlaces.. Se requiere energía para la ruptura de enlaces, mientras que la formación de nuevos enlaces libera energía. El balance entre estos dos procesos en una reacción, determina si es exotérmica o endotérmica.

En esta práctica el alumno debe distinguir los procesos exotérmicos y los endotérmicos.

Procesos endotérmicos y exotérmicos.

Objetivo: Distinguir entre procesos endotérmicos y procesos exotérmicos.

Material	Sustancias
1vaso chico y un vaso grande de unicel	Agua
vaso de precipitados de 150 ml	Hielo
Termómetro
Toallas de papel
Balanza granataria
Probeta

Procedimiento

I Entalpía de fusión

1. Pesa el vaso de unicel chico  y colócalo dentro del grande
2. Vierte 100 mL de agua destilada en el vaso
3. Mide la temperatura del agua
4. Coloca hielo en un vaso de 150 ml
5. Seca el hielo con una toalla de papel y transfiérelo al vaso de unicel con agua
6. Agita la mezcla con el termómetro.
7. Cuando todo el hielo se haya fundido, mide la temperatura
8. Pesa el vaso de unicel con la mezcla agua-hielo fundido.

II. Entalpía de disolución

Se mide el cambio de temperatura al disolver dos compuestos iónicos distintos para determinar si el calor de hidratación es mayor, menor o igual a la energía de la red cristalina.

Material	Sustancias
Dos tubos de ensaye con tapón	Agua
Termómetro	Cloruro de amonio
Probeta de 10 ml	Cloruro de litio

1. Coloca 3 g de cloruro de litio en un tubo de ensaye
2. Agrega 15 ml de agua.
3. Tapa el tubo y agítelo vigorosamente hasta que se disuelva
4. Mide la temperatura
5. En otro tubo de ensaye coloca 3 g de cloruro de amonio
6. Agrega 15 ml de agua.
7. Tapa el tubo y agítalo vigorosamente hasta que se disuelva
8. Mide la temperatura

III. Entalpía de reacción

Se determina las entalpías de las reacciones de neutralización.

Material		Sustancias
dos tubos de ensaye	Agua
Termómetro	Acido clorhídrico
Dos vasos de precipitados de 80 ml	Hidróxido de sodio
Agitador de vidrio
Pipeta de 10 ml
espátula
Probeta de 50 ml

1. En un vaso de precipitados coloque 30 ml de agua destilada
2. En la campana agrega gota a gota  y agitando 4 ml de HCL concentrado. Esta es la Solución I
3. Si el vaso se calienta mucho espera unos minutos antes de seguir agregando el HCl
4. Pese 4 g de NaOH
5. Disuélvelos en 30 ml de agua destilada. Esta es la Solución II
6. En uno de los tubos mezcla 5 ml de la solución I y 5 ml de la solución II
7. Mide la temperatura y anótela
8. En otro tubo mezcla 5 ml de la solución I y 10 ml de la solución II
9. Mide la temperatura y anótela
10. En otro tubo mezcla 10 ml de la solución I y 10ml de la solución II
11. Mide la temperatura y anótala

IV. Entalpía de mezclado.

Material		Sustancias
Dos probetas de 25 ml	Agua
1 probeta de 50 ml	Metanol
Termómetro
Agitador de vidrio

1. Mide 25 ml de agua en cada una las probetas de 25 ml.
2. Vacía el contenido de las dos probetas en la probeta de 50 ml bien seca. Observa y anota si el volumen del agua en la probeta de 50 ml.
3. Seca las probetas de 25 ml y en una de ellas mida 25 ml de agua y en la otra 25 ml de metanol. Mide su temperatura.
4. Vacía el contenido de las dos probetas en la probeta de 50 ml bien seca. Mide la temperatura de la mezcla y anota el volumen si no es el mismo que el del punto 3.

Cuestionario:

1. En el experimento I,
   1. ¿De qué consta el sistema?
   2. Escribe si la fusión del hielo es un proceso exotérmico o endotérmico
2. Escribe si la disolución del cloruro de litio es un proceso exotérmico o endotérmico. Explica porqué en cada caso.
3. Escribe la reacción química que se lleva a cabo en el experimento III.
   1. Si la reacción es la misma en los tres casos, ¿porqué el cambio de entalpia no es el mismo en los tres casos?
4. En el experimento IV estamos tratando de un proceso exotérmico o endotérmico.
   1. ¿El volumen de la mezcla metanol agua es igual al volumen del agua y del metanol antes de mezclarlos? Si no es así, explica porqué-.

El Calor (NIVEL INICIAL)

Cuando el agua de la bañera está muy caliente, abres el grifo del agua fría hasta conseguir que la mezcla esté templada, para poderte meter en ella. Lo que haces es enfriar el agua que estaba demasiado caliente.

Lo que se produce es un intercambio de energía, que fluye del agua caliente al agua fría, y que dura hasta que ambas alcanzan la misma temperatura, en el momento en que se llega al “equilibrio térmico”.

¿QUÉ ES EL CALOR?

El calor es precisamente la energía que se transmite entre dos o más cuerpos que se encuentran a diferentes temperaturas; en nuestro caso, los dos cuerpos son la masa de agua fría y la masa de agua caliente.

La unidad del calor es la caloría (cal), que es la cantidad de calor necesaria para hacer que 1 gramo de agua pase de una temperatura de 14,5 ºC a 15,5 ºC.

Como la caloría es una cantidad de calor muy pequeña, normalmente usamos un múltiplo de ella: la kilocaloría (kcal), que es igual a 1.000 calorías.

¿CÓMO SE TRANSMITE EL CALOR?

El calor se puede transmitir de tres maneras: por conducción, por convección o por radiación.

En los cuerpos sólidos, por conducción: al mover la leña ardiendo de una chimenea con el atizador, notamos cómo su asa se va calentando, aunque solo la punta está en contacto con el fuego. Si acercamos a una cerilla encendida un lápiz o cualquier trozo de madera, al poco tiempo comienza a arder, mientras que el extremo al que no le da la llama apenas se calienta.

No todos los sólidos transmiten igual el calor: los metales lo conducen muy bien, son buenos conductores, mientras que el papel, el plástico o la madera lo conducen poco o nada, son malos conductores o aislantes.

En los líquidos y gases, el calor se transmite por convección: al calentar agua en una tetera, se forma una corriente de agua caliente, que asciende desde la base de la tetera hasta la superficie, y de fría en el sentido contrario. En la atmósfera ocurre lo mismo con las corrientes de aire caliente y frío, originándose los vientos.

El calor también se transmite por radiación: cualquier cuerpo caliente emite rayos “caloríficos” que pueden calentar a los cuerpos más fríos que se hallen a su alrededor (que estén a menor temperatura). Al arder, la leña de una chimenea emite rayos que calientan el aire de la habitación. El Sol, que se encuentra a una altísima temperatura, emite rayos que calientan la Tierra.

EFECTOS DEL CALOR SOBRE LOS CUERPOS

Cuando se le transmite calor a un cuerpo, puede ocurrir que el cuerpo:

• llegue a arder, si la temperatura es muy alta; no todos los cuerpos arden, solo ocurre con ciertos materiales;
• cambie de volumen, se dilate; por ejemplo, en los puentes se dejan unos espacios rellenos de un material deformable (tipo goma), para que en verano cuando se dilatan por efecto del calor, no se lleguen a producir fracturas;
• cambie el estado físico en que se encuentra (sólido, líquido o gaseoso). El paso de sólido a líquido se llama fusión, y el proceso contrario (cuando se pierde calor), de líquido a sólido, solidificación. El paso de líquido a gas se llama vaporización, y el proceso contrario licuación. El paso de sólido a gas se llama sublimación, y el proceso contrario sublimación inversa.

Los cambios de estado más habituales son de sólido a líquido (fusión) y de líquido a gas (vaporización). La temperatura a la que se produce un mismo cambio de estado es diferente para cada sustancia.

A estos valores se les llama: temperatura de fusión, temperatura de vaporización… Por ejemplo, para el agua, la temperatura de fusión es 0 ºC y la de vaporización 100 ºC; mientras que para el alcohol etílico la temperatura de fusión es –114 ºC y la de vaporización 78 ºC.

Calor de vaporización y punto de ebullición (La ecuación de Clausius – Clapeyron)

Para pasar de la fase líquida a la fase de vapor se necesita una absorción de energía por parte de las moléculas líquidas, ya que la energía total de estas es menor que la de las moléculas gaseosas. En el caso contrario, en la condensación, se produce un desprendimiento energético en forma de calor. El calor absorbido por un líquido para pasar a vapor sin variar su temperatura se denomina calor de vaporización. Se suele denominar calor latente de vaporización cuando nos referimos a un mol. El proceso de vaporización en equilibrio para una sustancia X se puede esquematizar como:

Donde (l) y (g) representan el estado líquido y gaseoso respectivamente.
El intercambio calórico que entra en juego se invierte en vencer la fuerza de atracción del líquido y se suele denominar calor latente interno de vaporización molar.
La relación cuantitativa entre la presión de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T está dada por la ecuación de Clausius – Clapeyron:

Donde C es una constante, ln es el logaritmo natural y R es la constante de los gases. Ahora bien si consideramos dos presiones de vapor P1 y P2 del mismo líquido a dos temperaturas T1 y T2 distintas, la ecuación se puede reescribir en la forma:

Cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa que ejerce el gas en contacto con el líquido, se observa la formación de burbujas en el seno del líquido y se dice que éste entra en ebullición. Así pues, el punto de ebullición de un líquido se define como

la temperatura a la cuál su presión de vapor es igual a la presión externa.

Si se produce una disminución de la presión externa, el punto de ebullición disminuye, mientras que un aumento de la presión externa provocará un aumento del punto de ebullición.

La Ley De Hess

Ley que afirma que

la variación de entalpía asociada a una reacción química es la misma tanto si la reacción se verifica en una sola etapa, como si tiene lugar en varias; sólo depende del estado inicial y del estado final del sistema reaccionante, y no de los posibles estados intermedios.

Fue enunciada en 1840 por el químico ruso Germain Henry Hess. También se conoce como ley de aditividad de las entalpías de reacción.

Esta ley es una consecuencia del principio de conservación de la energía y es muy útil para determinar la variación de entalpía de una reacción que sea difícil de llevar a cabo en una sola etapa. En estas circunstancias se pueden tratar las ecuaciones termoquímicas (ecuaciones químicas en las que se específica el intercambio energético) como ecuaciones algebraicas; estas ecuaciones permiten hallar el valor de la entalpía de reacción correspondiente tras sumarlas o restarlas, multiplicadas en todo caso previamente por algún número, de forma que se puedan cancelar algunos términos y dar lugar a la ecuación termoquímica deseada.

Así, a partir de las ecuaciones termoquímicas:

S(rómbico) + O2(g) → SO2(g) – 296,53 kJ/mol
S(monoclínico) + O2(g) → SO2(g) – 296,86 kJ/mol
se puede calcular el valor de la entalpía para la transformación:

S(rómbico) → S(monoclínico)
Restando la segunda ecuación de la primera y reagrupando términos, la entalpía para esta transformación es 0,33 kJ/mol.

El cero absoluto

El concepto de un cero absoluto de temperatura surgió por vez primera en relación con experimentos con gases; cuando se enfría un gas sin variar su volumen, su presión decrece con la temperatura. Aunque este experimento no puede realizarse más allá del punto de condensación del gas, la gráfica de los valores experimentales de presión frente a temperatura se puede extrapolar hasta presión nula. La temperatura a la cual la presión sería cero es el cero absoluto de temperatura. Posteriormente se demostró que este concepto deducido experimentalmente era consistente con las definiciones teóricas del cero absoluto. Los átomos y moléculas de un objeto en el cero absoluto tendrían el menor movimiento posible. No estarían completamente en reposo, pero no podrían perder más energía de movimiento, con lo que no podrían transferir calor a otro objeto.

No se puede llegar físicamente al cero absoluto, pero es posible acercarse todo lo que se quiera. Para alcanzar temperaturas muy frías, o criogénicas, se necesitan procedimientos especiales. El helio líquido, que tiene un punto de ebullición normal de 4,2 K (-268,9 °C), puede obtenerse mediante criostatos, unos recipientes extremadamente bien aislados basados en un diseño del ingeniero mecánico estadounidense Samuel Collins. Si este helio se evapora a presión reducida, se pueden alcanzar temperaturas de hasta 0,7 K. Para temperaturas más bajas es necesario recurrir a la magnetización y desmagnetización sucesiva de sustancias paramagnéticas (poco magnetizables), como el alumbre de cromo. Este método, desarrollado por primera vez en 1937 por el químico estadounidense William F. Giauque, emplea un campo magnético que alinea los espines electrónicos del material, que se enfría en un baño de helio líquido. Cuando se elimina el campo magnético, los espines vuelven a adoptar una orientación aleatoria, lo que reduce la energía térmica del material y por tanto su temperatura. Con la desmagnetización de sales paramagnéticas se han alcanzado temperaturas de sólo 0,002 K, y la desmagnetización de núcleos atómicos ha permitido obtener temperaturas de sólo 0,00001 K.

La medida de las temperaturas en valores cercanos al cero absoluto presenta problemas especiales. Los termómetros de gas sólo pueden usarse por encima del punto de condensación del helio. A temperaturas más bajas hay que usar medidas eléctricas y magnéticas para determinar la temperatura real.

El concepto de cero absoluto también es importante desde el punto de vista teórico. Según la tercera ley de la termodinámica, la entropía -o desorden- de un cristal puro sería nula en el cero absoluto; esto tiene una importancia considerable en el análisis de reacciones químicas y en la física cuántica. Los materiales presentan propiedades extrañas cuando se enfrían a temperaturas muy bajas. Algunos pierden por completo su resistencia eléctrica. Este efecto se observó por primera vez en el mercurio a unos pocos grados por encima del cero absoluto, pero se están obteniendo a temperaturas cada vez más altas con nuevos materiales.