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Informe-3-1era-ley-termodinamica

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Practica N° 3
1era Ley de la Termodinámica
1.-Objetivos.- Demostrar la primera ley de la termodinámica.
En el siguiente informe se desarrollará y se explicará la primera ley de la
termodinámica, mediante una demostración de un experimento realizado en el
laboratorio.
2.-Fundamento Teórico.El calor es la forma de transferencia de un tipo de energía particular, propiamente
termodinámica, que es debida únicamente a que los sistemas se encuentren a
distintas temperaturas (es algo común en la termodinámica catalogar el trabajo
como toda trasferencia de energía que no sea en forma de calor). Los hechos
experimentales corroboran que este tipo de transferencia también depende del
proceso y no sólo de los estados inicial y final.
Sin embargo, lo que los experimentos sí demuestran es que dado cualquier proceso
de cualquier tipo que lleve a un sistema termodinámico de un estado A a otro B, la
suma de la energía transferida en forma de trabajo y la energía transferida en forma
de calor siempre es la misma y se invierte en aumentar la energía interna del
sistema. Es decir, que la variación de energía interna del sistema es independiente
del proceso que haya sufrido. En forma de ecuación y teniendo en cuenta el criterio
de signos termodinámico esta ley queda de la forma:
Así, la Primera Ley (o Primer Principio) de la termodinámica relaciona magnitudes
de proceso (dependientes de éste) como son el trabajo y el calor, con una variable
de estado (independiente del proceso) tal como lo es la energía interna.
El objetivo principal del trabajo es alcanzar la comprensión de algún tema de física
de los que se enseñan en el secundario (en este caso la primera ley de la
termodinámica), mediante el desarrollo, la construcción y la prueba de un
experimento simple realizable en el aula con elementos cotidianos, que permita
estudiarlo y entenderlo. Aplicar la primera ley de la termodinámica calculando el
calor que se transfiere de los alrededores al sistema y en base a ello determinar si
es factible considerar al calorímetro empleado en la experimentación como
adiabático.
Primera ley de termodinámica
La primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea, ni se
destruye, sino que se conserva. Entonces esta ley expresa que, cuando un sistema
es sometido a un ciclo termodinámico, el calor cedido por el sistema será igual al
trabajo recibido por el mismo, y viceversa.
Es decir Q = W, en que Q es el calor suministrado por el sistema al medio ambiente
y W el trabajo realizado por el medio ambiente al sistema durante el ciclo.
Tipos de procesos
Procesos endotérmicos
Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe
energía.1
Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un
incremento de entalpía (ΔH) positivo. Es decir, la energía que poseen los
productos es mayor a la de los reactivos.
Proceso exotérmicos
Es el proceso químico que libera energía y sucede de manera espontánea en
química, se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que
desprenda energía, ya sea como luz o calor,1 o lo que es lo mismo: con una
variación negativa de la entalpía; es decir: -ΔH. El prefijo exo significa «hacia fuera».
Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas liberan energía.
Considerando que A, B, C y D representen sustancias genéricas, el esquema
general de una reacción exotérmica se puede escribir de la siguiente manera:
A + B → C + D + calor
Ocurre principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando éstas son intensas
pueden generar fuego. Si dos átomos de hidrógeno reaccionan entre sí e integran
una molécula, el proceso es exotérmico.
EJ: H + H = H2
ΔH = -104 kcal/mol
Son cambios exotérmicos las transiciones de gas a líquido (condensación) y de
líquido a sólido (solidificación).
Un ejemplo de reacción exotérmica es la combustión.
3.- Montaje de Experimento. Vaso Precipitado:

Reactivos:
- Sacarosa
- Ácido Sulfúrico (95-97% de pureza)
 Termómetro:
 Balanza:
 Equipos:
Cámara de absorción de gases
4.- Procedimiento
 Introducir una cantidad de 60 gr de sacarosa en un vaso precipitado de 200
ml a una temperatura ambiente de 26°C.
 Extraer una cantidad de 11.6 ml de ácido sulfúrico según igualación de la
reacción.
 Colocar los reactivos en sus debidos recipientes dentro del extraer de gases.
 Dentro introducir con mucho cuidado los 11.6 ml de ácido sulfúrico dentro del
vaso precipitado con los 60 gr de sacarosa.
 Proceder a la observación del fenómeno.
Reacción Presente y observaciones
𝑪𝟏𝟐 𝑯𝟐𝟐 𝑶𝟏𝟏 + 𝟐𝟒𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒 → 𝟏𝟐𝑪𝑶𝟐 + 𝟐𝟒𝑺𝑶𝟐 + 𝟑𝟓𝑯𝟐 𝑶 − ∆𝑯
Sacarosa + Ácido sulfúrico = Dióxido de carbono + Agua – entalpia
Para calcular la entalpia de la reacción aplicamos la ley de Hess que dice: “si se
desea conocer la entalpia de una determinada reacción, se buscan reacciones
de entalpias conocidas, de modo que sumadas se obtengan la reacción cuya
entalpia se desea conocer”.
∆𝐻𝑅 = ∑ 𝑁𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜 ∗ ∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜 − ∑ 𝑁𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 ∗ ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
Entalpia en condiciones estándar de formación por tablas:
°
∆𝐻𝐶° 12𝐻22𝑂11 = −2221,2 KJ/Mol ; ∆𝐻𝐻° 2 𝑆04 = −811.32 KJ/Mol ; ∆𝐻𝐶0
= −393.52 KJ/Mol ;
2
°
∆𝐻𝑆0
= −296.90 KJ/Mol ; ∆𝐻𝐻° 2 𝑂 = −285.84 KJ/Mol
2
∆𝐻𝑅 = [12 ∗ (−393.52) + 24 ∗ (−296.90) + 35 ∗ (−285.84)]
− [1 ∗ (−2221,2) + 24 ∗ (−811.32)] = −𝟏𝟓𝟗, 𝟑𝟔𝐊𝐉/𝐌𝐨𝐥
∆𝐻𝑅 = ∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊 = −𝟏𝟓𝟗, 𝟑𝟔𝐊𝐉/𝐌𝐨𝐥 (No hay trabajo porque no hay desplazamiento
por ser proceso exotérmico, por lo tanto) ∆𝐻𝑅 = ∆𝑈 = 𝑄 = −𝟏𝟓𝟗, 𝟑𝟔𝐊𝐉/𝐌𝐨𝐥
Durante el proceso la temperatura inicial medida por termómetro es de 26°C,
luego poco a poco la sacarosa reaccionada se torna de color negro, al mismo
tiempo va subiendo la temperatura y se van desprendiendo gases (CO2, H2O,
SO2) y haciendo paso vuelven a la sacarosa en espuma, finalmente en un tiempo
aproximado de 1 min. 20 seg. llega a 144 °C.
5.- Conclusiones



Pudimos observar que la reacción es exotérmica, porque se formó una
especie de vapor blanco, lo que indicaba la perdida de energía, y por ende la
deshidratación de la sacarosa.
En el tiempo de duración de la reacción, esta llego al máximo de su
temperatura.
La sacarosa adquirió un aspecto esponjoso debido a la reacción ya que el
vapor buscaba una manera de salir por el cuerpo que se solidificó.
6.- Recomendaciones
 Disminuir los errores tales como los burgos, teniendo sumo cuidado en la
toma de muestras, calibrando correctamente los equipos.
 Cumpliendo las normas de seguridad, utilizar los respectivos guantes y
mascarilla para el manejo de los ácidos, o para la manipulación ya que en
este caso se ha usado un ácido muy corrosivo.
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