Termoquimica: principios de calorimetria

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OBJETIVOS

• Usar un calorímetro para aprender a calibrarlo y determinar la cantidad de calor liberado en un proceso químico.
• Determinar la cantidad de calor asociado con algunas reacciones químicas.
• Determinar la constante calorimétrica de un calorímetro.
• Aplicar la Ley de Hess para determinar los calores indirectos de reacción.

MARCO TEÓRICO

TERMOQUÍMICA. PRIMER PRINCIPIO,ENERGÍA INTERNA,
ENTALPÍA Y LEY DE HESS

El estado termodinámico del sistema es el conjunto de condiciones que especifican todas sus propiedades: temperatura, presión, composición y estado físico.
Las variables de estado son las magnitudes que determinan los valores de todas las propiedades y el estado del sistema.
Funciones de estado son magnitudes que tienen valores fijos característicos decada estado del sistema. Su valor sólo depende del estado del sistema y no de la forma en que el sistema alcanzó ese estado. Cualquier propiedad del sistema que sólo dependa de los valores de sus funciones de estado también es una función de estado.

En una reacción química, las sustancias que intervienen constituyen el sistema termodinámico, que evoluciona desde un estado inicial (reactivos)hasta un estado final (productos).
Según su relación con el entorno, los sistemas pueden ser:

Aislados: son aquellos que no intercambian materia ni energía con el entorno; este sistema no produce efectos observables sobre el exterior.
Cerrados: son aquellos que intercambian energía, pero no materia con el ambiente.
Abiertos: son los que intercambian energía y materia con el exterior.
Primerprincipio de la termodinámica

El primer principio de la termodinámica establece que la energía de un sistema siempre se conserva y enuncia que si un sistema recibe calor del medio y realiza un trabajo, la diferencia entre ambos se invierte en producir una variación de la energía interna del sistema (∆E). Matemáticamente, se expresa como:
∆E = Q – W

La energía interna es una función deestado. No puede conocerse su valor absoluto, sino sólo la variación que experimenta entre el estado inicial y el final del sistema.
Aplicación a las reacciones químicas
Las aplicaciones fundamentales son:

Transferencia de calor a volumen constante: ∆E = Q - W = Q - P∆V = Qv
Transferencia de calor a presión constante: ∆E = Q - W = Qp - P∆V

• Entalpía

En las reacciones químicas quetranscurren a presión constante, se establece que:
Qp = H2 - H1 = ∆H
Donde H es la magnitud energética denominada entalpía.

La entalpía es una función de estado. No puede conocerse su valor absoluto, sino solo la diferencia entre el estado inicial y final.

• Ecuaciones termoquímicas

En las reacciones que transcurren a presión constante, la variación de entalpía puede determinarse midiendoel calor absorbido o desprendido en una reacción que tiene lugar en un recipiente abierto:
Q = c m ∆T
donde:

  Q = calor absorbido o desprendido, en julios
  c = calor específico del agua = 4,18 J/g ºC
  m = masa de agua, en g
  ∆T= variación de temperatura, en ºC

CALORIMETRÍA

El calor es una forma de energía que puede transformarse en otras y viceversa.
La unidad de calor es lacaloría (cal) o también cal-gr que es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1ºC la temperatura de 1 g de H2O, también se utiliza la Kcal. que es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1ºC la temperatura de 1 Kg. de H2O.

Intercambios de calor

Experimentalmente se conoce que la energía calorífica absorbida o cedida por un cuerpo es proporcional a su masa (m) a la variación detemperatura que experimenta el cuerpo (∆T) y también a la naturaleza del cuerpo.
Todo esto se relacionaría con la siguiente expresión:

-Q=m c ∆T

Que seria la cantidad de calor ganada o cedida por el cuerpo. En la formula c es el calor especifico del cuerpo es decir la cantidad de calor necesaria para incrementar 1ºC la temperatura de 1 g de dicha sustancia.

En general los calores específicos...
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