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-.

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.

Experimentos: Las Propiedades Coligativas

Introducción

Propiedades coligativas

Las soluciones presentan propiedades particulares llamadas propiedades coligativas (o colectivas) que solo dependen del número de partículas de soluto presente y no de su tamaño o masa molecular. Son cuatro:

1. Descenso de la presión de vapor
2. Elevación de la temperatura de ebullición
3. Descenso de la temperatura de congelación
4. Presión osmótica
1. Descenso de la presión de vapor. La presión de vapor de una sustancia es una medida de la tendencia de las moléculas a abandonar la fase líquida para pasar a la gaseosa. La presión de vapor de una solución ideal diluida es menor comparada con la presión de vapor del disolvente puro. Esto se explica si tomamos en cuenta que en una solución existe un mayor desorden y aleatoriedad de sus moléculas que la que se presentaba en el disolvente puro, o sea, su nivel de entropía es mayor en la disolución que en el disolvente puro. Por lo tanto, la evaporación del disolvente que se encuentra en una solución dará como resultado un aumento menor de entropía, en consecuencia, el disolvente tendrá una tendencia menor a abandonar la solución.
2. Elevación del punto de ebullición. El punto de ebullición es la temperatura a la cual una sustancia tiene una presión de vapor igual a la presión externa (atmosférica)

Como consecuencia del aumento de la presión de vapor, el punto de ebullición de una solución, es más elevado que el del disolvente puro.

3. El descenso de la temperatura de congelación. Si se supone que cuando se congela una solución el sólido que se separa de ésta solo corresponde al disolvente
4. Presión osmótica. La presión osmótica es la presión que ejerce una solución sobre una membrana semipermeable que la separa de disolvente puro.

Las células vivas, entre ellas los glóbulos rojos están rodeados de una membrana semipermeable. La osmolaridad de las células es 0.3 osmol. Por ejemplo una solución de NaCl 0.89% w/v se refiere normalmente como una solución salina fisiológica, que tiene una osmolaridad de 0.3.Así, cuando una célula se pone en una solución salina fisiológica, la osmolaridad de la solución en los dos lados de la membrana es la misma, y entonces no se genera presión osmótica a través de la membrana. Esa es una solución isotónica. Pero si una célula se pone en agua pura, habrá un flujo de agua hacia dentro de la célula debido a la presión osmótica. Esta es una solución hipotónica. Una célula clocada en un medio hipotónico se hincha y puede reventar. Si eso le pasa a un glóbulo rojo, el proceso se llama hemolisis. En contraste, una solución con mayor osmolaridad que la de la célula es una solución hipertónica. Una célula hipertónica tendrá un flujo de agua de la célula hacia los alrededores. Cuando esto le pasa a un glóbulo rojo, el proceso se llama crenación.
Propiedades Coligativas

Objetivos.

1. Demostrar que el punto de fusión de una solución es menor que el del disolvente puro y calcular la constante de disminución del punto de fusión.
2. Observar el efecto de tonicidad en las células.
Material

Soporte universal
Navaja o bisturí
Agua
Parrilla o mechero
Tela de asbesto
Acido láurico
Pinzas para tubo
Microscopio
Ácido benzoico
Pinzas para bureta
3 matraces aforados de 100 ml
Soluciones de glucosa 0.1M y 0.5M en agua
1Vaso de precipitados de 150 ml Termómetro
1 pipeta de 10 ml
Cebolla
10 Tubos de ensaye
1 probeta de 100ml
Apio
3 Tubos capilares
Lancetas
Liga pequeña

1. Efecto de la tonicidad de las soluciones en las células

1. Marque los tubos con las letras a,b,c,d, e.
2. Agregue dos mililitros de las siguientes soluciones:

Tubo a: Agua destilada

Tubo b: 0.1M glucosa

Tubo c: 0.5M glucosa

Tubo d: 0.89% de NaCl

Tubo e: 3% NaCl

3. A cada tubo agregue una rebanada delgada (0.5 mm) de cebolla o apio.
4. Observe la apariencia de las secciones a simple vista y también al microscopio. Espere a que haya terminado todos los otros experimentos.
5. Repita los pasos 1 y 2 con tubos limpios pero ahora coloque 5 gotas de sangre a cada tubo. Agite los tubos.
6. Observe el color y la apariencia de la solución después de 20 min. A simple vista y al microscopio.

2. Disminución del punto de fusión

1. Arme el equipo que se muestra en la figura.
2. Introduzca en un capilar un poco del ácido láurico (de 1 a 5 mm), invirtiéndolo sobre la sustancia. Golpee suavemente el capilar para que la sustancia entre hasta el fondo del tubo.
3. Con una liga o hilo sujete el capilar al termómetro cuidando que el ácido láurico esté a la altura del bulbo de mercurio.
4. Coloque el termómetro y capilar dentro el tubo de ensaye y sosténgalo con la pinza. Tape el tubo con un poco de algodón.
5. Coloque agua en el vaso de precipitados
6. Caliente el agua y observe la sustancia dentro del capilar. La fusión ocurre cuando observe la formación de la primera burbuja de líquido. NO ESPERES A QUE TODA LA MUESTRA ESTÉ LÍQUIDA para tomar la lectura de temperatura.
7. Después de que tomó el punto de fusión de la primera muestra, deje que el agua se enfríe a temperatura ambiente antes de repetir el proceso con otra muestra.
8. Repita del inciso 2 al 6 con la solución de ácido láurico-ácido benzoico tres veces.
9. Calcule el valor de Kc.

La Energía Interna

La Energía Interna (E) se define en la bibliografía como todas las formas de energía de un sistema, distintas de las que resulten de su posición en el espacio (Energía potencial, que se supone constante).

Nosotros además agregamos que también se debe descartar la energía cinética global del sistema.

Entendemos como “Energía cinética Global” a la Energía que surge de la velocidad de traslación del sistema en su conjunto.

El cálculo absoluto de la Energía Interna (E) es hoy por hoy imposible; por eso a la Termodinámica clásica sólo le interesan los cambios de Energía. No obstante lo cual, es importante que el estudiante sepa que todas estas Energías tienen nombre y teóricamente podría llegar a ser posible su cálculo (aunque todavía algunas no se conocen lo suficiente).

Veamos los cuadros siguientes donde se indican los tipos de Energía en (por ej.)

1 mol de sustancia pura en ciertas condiciones de P y T.

Energías intramoleculares

1. Nuclear
2. Electrónica
3. Traslacional
4. Vibracional
5. Rotacional

(3, 4, y 5 son las Energías Térmicas)

Energías intermoleculares

1. Fuerzas de atracción interiónicas (sales)
2. Fuerzas de atracción Ion-dipolo
3. Unión por puente de hidrógeno
4. Fuerzas de atracción dipolo-dipolo
5. Fuerzas de atracción entre iones o dipolos-moléculas polarizables
6. Fuerzas entre dipolos instantáneos-dipolos inducidos (London)
7. Fuerzas hidrofóbicas
8. Fuerzas de repulsión

También encontrará en alguna bibliografía, como sinónimo de uniones intermoleculares a los términos “fuerzas de Van der Waals”. Debe entenderse que esto se refiere a todas las fuerzas de atracción intermoleculares, excluyendo la unión por puente de hidrógeno (enlace de hidrógeno) y, obviamente, el enlace Ion-Ion que debe clasificarse como enlace de tipo iónico.

Cada sistema poseerá un cierto número de las mismas (no necesariamente todas), y para el cálculo final de la Energía Interna (E) se necesita saber el comportamiento de cada una de ellas. Ello, como es evidente resulta muy complicado, pero no lo es calcular una variación de energía interna (∆E) que no es otra cosa que la suma algebraica de las energías intercambiadas o en transito tratadas en la primera parte.

En un Sistema hay un cambio mensurable de Energía Interna (∆E) siem re que haya un intercambio de Energía, que va a estar dado por la cantidad de calor tomado del medio o cedido hacia él y el trabajo realizado por el sistema hacia el entorno o sobre el sistema por el entorno.

Para aplicar en los cálculos las variaciones de calor y trabajo se utiliza una convención, que tiene su lógica:

Calor		Trabajo
Proceso	Signo	Proceso	Signo
Endotérmico	Positivo (+)	Sobre el Sistema	Positivo (+)
Exotérmico	Negativo (-)	Por el Sistema	Negativo (-)

Con respecto al calor no habrá problemas de interpretación en cuanto a la convención. Para el trabajo, es evidente que si el entorno realiza un trabajo sobre el sistema éste verá aumentada su energía interna, de allí su signo positivo. Por el contrario si el sistema realiza un trabajo sobre el entorno, verá disminuida su energía interna, por ello su signo negativo.

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.