Practica 1 Equilibrio Heteregeneo 1



UNIVERSIDAD DEL VALLE DE MEXICO

REPORTE DE PRACTICA DE LABORATORIO


TITULO DE LA PRACTICA:
DETERMINACION DE ^H, ^S Y ^G EN UNA SOLUCION DE UREA



CAMPUS ______________CHAPULTEPEC___________________________________

DEPARTAMENTO ACADEMICO___________________________________________
LICENCIATURA DE __________________ ASIGNATURA _______________________
ALUMNO ______MACIAS SANCHEZ DAYANA ______________________________
______ BARRALES HERNANDEZ CYNTHIA __________________________
______ DE LA HUERTA RODRIGUEZ EDGARDO_____________________




OBJETIVO GENERAL:

Determinar y comprender el significado de las propiedades termodinámicas(entalpía, entropía y energía libre de Gibbs) en un proceso de disolución.

OBJETIVOS PARTICULARES:

Medir de forma experimental los parámetros termodinámicos fundamentales.
Explicar cómo la magnitud de las propiedades termodinámicas ayudan a describir el comportamiento de un sistema.
Demostrar que la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs también pueden ser determinadas en una reacciónde disolución.




HIPOTESIS:

Por medio de esta practica se demostraran y comprederan las propiedades termodinámicas de una disolución con urea respecto al comportamiento determinado si fue espontanea o no en esta durante su proceso de dilución y conforme a esta realizaremos los cálculos correspondientes con respecto a ^H,S y G empleando las formulas dadas en la practica

INTRODUCCION:

CAMBIOENTRÓPICO Donde T es la temperatura en grados Kelvin. Observe que ΔS es directamente proporcional a la cantidad de calor, porque cuanta más energía se añade al sistema (como calor), mayor es el número de niveles de energía disponibles para las partículas microscópicas. Al aumentar la temperatura, también aumenta la disponibilidad de los niveles de energía, pero para una determinadacantidad de calor, el aumento proporcional en el número de niveles de energía es mayor a bajas temperaturas. Esto debido a que ΔS es inversamente proporcional a la temperatura en grados Kelvin.
Si S es una función de estado, ΔS de un sistema debe ser independiente del camino por el que ha perdido o ganado calor. A la inversa, como el valor de q normalmente depende del camino elegido. Por ello laecuación que representa el cambio de entropía es solo válida para un camino cuidadosamente definido.
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS. Los procesos endotérmico espontáneo van acompañados de un aumento en el desorden, o entropía, del sistema. Sin embargo, también se tienen procesos que son espontáneos y, sin embargo, se llevan a cabo con una disminución de la entropía del sistema, como laaltamente exotérmica formación de cloruro de sodio a partir de los elementos que lo constituyen.
Los procesos espontáneos que dan por resultado una disminución de la entropía del sistema siempre son exotérmicos. Así pues, al parecer la espontaneidad de una reacción tiene que ver con dos conceptos termodinámicos: la entalpía definida como la variación de energía en un sistema ( ) y laentropía. Debe haber alguna forma de usar ΔH y ΔS para predecir si será espontánea una reacción que se lleva a cabo a temperatura y presión constantes. Los medios para hacerlo fueron ideados por primera vez por el matemático estadounidense J. Willard Gibbs (1839–1903).
Gibbs propuso una nueva función de estado, que ahora conocemos como energía libre de Gibbs (o simplemente energía libre).
Laenergía libre de Gibbs, G, de un estado se define como: G= H-TS
Las propiedades termodinámicas nos ayudan a describir un sistema en términos energéticos. En la química esto puede ser muy útil, ya que se puede predecir la factibilidad de un proceso de interés (por ejemplo: una reacción química o una operación industrial). La entalpía y la entropía no sólo pueden ser calculadas para sistemas...