Determinacion de La Entalpia

UNIVERSIDAD NACIONAL JORGE BASADRE GROHMANN FACULTAD DE INGIENERIA CIVIL, ARQUITECTURA Y GEOTECNIA ESCUELA ACADEMICO PROFESIONAL DE INGIENERIA GEOLOGICA - GEOTECNIA

DETERMINACION DE LA ENTALPIA, CONSTANTE DE EQUILIBRIO, ENTROPIA Y ENERGIA DE GIBBS I. OBJETIVO: Determinar la entalpia, ∆H, y la constante de equilibrio, K eq, para la disolución de urea en agua. A partir de esta información se calculara la energía de Gibbs, ∆G, y la entropía, ∆S, de este proceso.

II. FUNDAMENTO TEORICO Entalpia (

∆ H ):

!presa el contenido de calor en una reacción a presión constante, se mide como la diferencia entre" H #productos$ % H #reacti&os$ ' ∆H Si (H es negati&o #(H ) *$, la reacción o proceso libera calor y se denomina e!ot+rmica. Si (H es positi&o #(H  *$, el sistema absorbe calor de su entorno, el proceso es endot+rmico. n los procesos isot+rmicos #(H ' *$, no -ay intercambio de calor entre el sistema y su entorno.  si ∆H es equi&alente a ∆ cuando no -ay cambios de &olumen. /uesto que la entalpía es una función de estado, el cambio en entalpía producido en cualquier reacción que forme cualquier sustancia puede ser utili0ada para calcular la (H de cualquier otra reacción en la cual dic-a sustancia participe. sto nos permite obtener la entalpía est1ndar de formación por mola #(H f$ de cualquier sustancia. Si se conoce la suma #2$ de los (H de los reacti&os y de los productos que participan en una determinada reacción, entonces se puede calcular el cambio total de entalpía ocurrido usando la siguiente ecuación" (Hreacción ' 2(Hproductos 3 2(Hreacti&os La Constante de E!ili"#io ($ e) 4as reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcan0ar un estado de equilibrio que se caracteri0a porque las concentraciones de los reacti&os y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. s decir, ba5o determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa m1s y se dice que -a alcan0ado el estado de equilibrio.

Ent#op%a (&'):


l grado de desorden de un sistema se mide con base en la función de estado llamada ntropía #S$. 6ientras m1s desordenado es un sistema su &alor de entropía es mayor. De acuerdo a la segunda ley de la termodin1mica, el cambio de entropía del uni&erso es positi&o para todos los procesos espont1neos. l aumento puede reali0arse en cualquier parte del uni&erso, sistema o entorno" (Suni&erso ' (Ssistema 7 (Sentorno ' (S /ara predecir si un proceso es espont1neo o no, se debe conocer el signo de (S. •

•

•

Si el &alor de (S es positi&o #es decir la entropía del sistema aumenta$ entonces el proceso ser1 espont1neo. Si el &alor de (S es negati&o, el proceso no ocurre. l proceso in&erso es el que se reali0a espont1neamente. Si el &alor de (S es cero, ning8n proceso tender1 a reali0arse. l proceso estar1 en equilibrio.

Ene#%a li"#e de i""s (

∆ G ):

4a energía libre de Gibbs, G, es otra función de estado de un sistema que se define así"

∆ G= ∆ H + T ∆ S sta propiedad termodin1mica es muy utili0ada, puesto que es función de la presión y temperatura, &ariables que pueden ser f1cilmente controladas durante un e!perimento. Se obser&a que a presión y temperatura constantes, las reacciones químicas son espontaneas en la dirección de energía de Gibbs decreciente. /or consiguiente, reacciones espontaneas tienen un ∆G negati&o, procesos no espont1neos, por el contrario, tienen un ∆G positi&o. 4a energía de Gibbs de una reacción no puede medirse directamente, su determinación se reali0a de manera indirecta midiendo primero la constante de equilibrio, K eq, del proceso y luego aplicando la ecuación"

∆ G=− RTln K eq l cambio en energía libre, (G, es negati&o cuando (S es positi&a, lo cual indica que la reacción es espont1nea, llamada e!ergónica. • •

III.

Si (G es positi&o, se dice que el proceso es endergónico, y no ser1 espont1neo. 9uando (G es cero, el proceso est1 en equilibrio. De manera seme5ante a las otras funciones termodin1micas, (G no nos proporciona ninguna información acerca de la &elocidad de las reacciones. 4as &elocidades de reacción dependen del mecanismo mismo por el cual se reali0ar1 el proceso, lo cual es el asunto de la cin+tica.

MATERIALE' * REACTIVO' +

Mate#iales:


• • • • • • • •

: ;alan0a : /iceta con agua destilada : 9alorímetro :
Rea,ti-os: •

>rea

IV. ROCEDIMIENTO E/ERIMENTAL Dete#0ina,i1n de &2: =ierta ?* ml de agua destilada a un &aso y colóquelo en el calorímetro. @egistre la temperatura inicial #< :$. /ese  gramos de urea y r1pidamente aBada al agua del calorímetro me0cl1ndola bien. l proceso de disolución es endot+rmico. Anote la temperatura final #< C$ inmediatamente despu+s de que la urea se disuel&a completamente.

Cantidad de Uea ! "#


Pe$% de& T ! ./0 2C ! .34/50 Ca&%'(et% 26 ) T. ! 3 2C ! .3./0 26 S%&*+in ! ./01 # q, usando la siguiente formula" 9alcule el calor de disolución,

q =−ms∆T

Donde s es el calor específico del agua #.:E Fg 3:K3:$, m es la masa de la solución, y ∆< '
∆ H=

q n

a que la temperatura disminuye, la reacción es endot+rmica y ∆H debe ser positi&a.

Dete#0ina,i1n de $e: /repare una solución saturada de urea usando el siguiente procedimiento" /ese  g de urea y colóquelos en una probeta graduada de :* ml. ABada agua lentamente y agite bien, comen0ando con C ml y despu+s prosiga agregando agua gota a gota -asta que la urea se disuel&a completamente. s con&eniente usar el termómetro para me0clar la solución pero tenga cuidado de no romperlo. l proceso de disolución se puede acelerar calentando sua&emente la solución colocando la probeta en un &aso con agua tibia. 4a temperatura de la disolución puede ser lle&ada a C? 9 de este modo. Apenas la urea se -aya disuelto registre la temperatura y retire el termómetro. Anote el &olumen final de la solución. 4a constante de equilibrio, K eq, es simplemente el n8mero de moles de urea di&idido para el &olumen total en litros.

K eq =

nurea V solucion

Cantidad de Uea ! 4#


Cal,!lo de & 3 &' 4a energía libre de Gibbs, ∆G, de la disolución se calcula usando la siguiente formula"

∆ G=− RTln K eq Donde @ ' E.: FK3:mol3:, y < es la temperatura en grados Kel&in. >sando los &alores de ∆G, ∆H, y la temperatura de la solución saturada, calcule ∆S usando la siguiente formula"

∆ G= ∆ H + T ∆ S

V.

RE'ENTACION DE RE'ULTADO' Dete#0ina,i1n de &2: /eso del calorímetro

I:. g.

9antidaddeurea

g

=olumendeagua

?*ml

Te0pe#at!#a 4 (T4)

C:.? 9 ' CJ.I? K

Te0pe#at!#a 5 (T5)

:J 9 ' CJC.:? K

6asa total

::C.?E g


6asa de la solución

?:.: g

demolesdeurea

*.*?moles

Dete#0ina,i1n de $e: 9antidad de >rea

 g.

=olumendeaguainicial

Cml

C? 9 ' CJE.:? K

=olumen final de la solución

I.I ml

demolesdeurea

*.*ILmoles

VI. DI'CU'ION DE RE'ULTADO' Cal,!lo del ,alo# de disol!,i1n :

q =−ms∆T

q =−( 51.14 g )( 4.184

J )( 292.15 ºK −294.65 ºK ) g ºK

q = 534.924 J Cal,!lo del &2: I* g : mol de 9HMC g ! ! ' *.*? moles de 9HMC

∆ H= ∆ H=

q n

534.924 J 0.05 mol

∆ H =10698.48 J / mol Dete#0ina,i1n de $e: I* g

: mol de 9HMC

g ! ! ' *.*IL moles de 9H MC

K eq =

K eq =

nurea V solucion 0.067 mol 0.0066 L


K eq =10.15 mol / L

Cal,!lo de & 3 &'

∆ G=− RTln K eq J ∆ G=−(8.314 ºK mol )( 298.15 ºK ) ln ( 10.15 )

∆ G =−5744.598

J mol

∆ G= ∆ H + T ∆ S

∆ S=

∆G −∆ H T J J −10698.48 mol mol 298.15 ºK

−5744.598 ∆ S=

∆ S =−55.150

VII.

J molºK

CONCLU'IONE' •

•

Se puede concluir que se logró determinar la entalpia, la constante de equilibrio para la disolución de la urea, así como tambi+n la energía de Gibbs y la entropía. Se obser&a tambi+n que nuestra entalpia -allada resulto ser positi&a, lo cual indica que el sistema absorbe calor de su entorno, el proceso es endot+rmico.


•

•

os resultó que la nergía libre de Gibbs es negati&a, lo cual quiere decir que la (S es posit i&a, lo cual ind ica que la reacc ión es espo nt1nea, llamada e!ergónica. Si el &alor de (S es negati&o, el proceso no ocurre. l proceso in&erso es el que se reali0a espont1neamente, lo que ocurrió en nuestro caso, ya que al -acer los debidos c1lculos nos resultó negati&o

BIBLIORAFIA

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