TEMAS SELECTOS DE FISICOQUÍMICA
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TEMAS SELECTOS DE FISICOQUÍMICA
¡¡BIENVENIDOS!!
Dr. René D. Peralta.Dpto. de Procesos de Polimerización.Correo electrónico: [email protected]. 01 844 438 9830 Ext. 1260.
Maestría en Ciencia e Ingeniería de Materiales.
PEÑOLES
CONTENIDO DEL CURSO
5. La primera ley de la termodinámica. 6. Termoquímica. 7. Segunda ley de la termodinámica. 8. Principios extremos y relaciones termodinámicas. 9. Equilibrio químico en una mezcla de gases ideales.
TERMOQUÍMICA
Definición.La termoquímica es el estudio de
la energía desarrollada o absorbida en reacciones químicas y transformaciones físicas, tales
como fusión y ebullición.
TERMOQUÍMICA
La termoquímica generalmente trata lo concerniente con los intercambios de energía que
acompañan a las transformaciones:
Mezclado. Transiciones de fase. Reacciones químicas.
TERMOQUÍMICA
La termoquímica generalmente trata lo concerniente con los intercambios de energía que
acompañan a las transformaciones:
Incluye los cálculos de cantidades tales como:capacidad calorífica, calor de combustión, calor de formación, entalpía y energía libre.
Hess' Law Enthalpy of Form ation
Enthalpy / Calorim etry
1st Law of T herm odynam ics
Energy
TERMOQUÍMICA TERMOQUÍMICA
Units of Energy• SI Unit for energy is the joule, J:
sometimes the calorie is used instead of the joule:1 cal = 4.184 J (exactly)
A nutritional Calorie:1 Cal = 1000 cal = 1 kcal
The Nature of EnergyThe Nature of Energy
J 1s m kg 1
m/s 1kg 22
1
2
1
2-2
22
vmEk
Exothermic and Endothermic Processes
• Endothermic: absorbs heat from the surroundings.• An endothermic reaction feels cold.
• Exothermic: transfers heat to the surroundings.• An exothermic reaction feels hot.
The First Law of ThermodynamicsThe First Law of Thermodynamics
Un gran ejemplo de una reacción termodinámicamente espontanea es la reacción de la termita. En esta, óxido de hierro (Fe2O3) y polvo de aluminio metálico presentan una
reacción redox (reducción - oxidación) para formar hierro metálico y óxido de aluminio (Al2O3 = alúmina):
Fe2O3(s) + 2 Al(s) Al2O3(s) + 2 Fe(l)
Esta reacción es tan exotérmica que el hierro es ¡realmente fundido! De hecho, la reacción de la termita ha sido usada para soldar bajo el agua.
The First Law of ThermodynamicsThe First Law of Thermodynamics
Hace años, estudiantes en MIT usaron la reacción de la termita para soldar vagones a sus rieles como una broma (Note: nowadays you would face severe criminal penalties, so don't even think it).
Reacción Exotérmica Reacción Exotérmica
Reacción Endotérmica Reacción Endotérmica Ba(OH)2•8H2O(s) + 2 NH4SCN(s)
Ba(SCN)2(s) + 2 NH3(g) + 10 H2O(l)Endothermic Chemical Reactions
• reaction of barium hydroxide octahydrate crystals with dry ammonium chloride,
• dissolving ammonium chloride in water,
• reaction of thionyl chloride (SOCl2) with cobalt(II) sulfate heptahydrate,
• mixing water and ammonium nitrate,
• mixing water with potassium chloride,
• reacting ethanoic acid with sodium carbonate,
• photosynthesis (chlorophyll is used to react carbon dioxide plus water plus energy to make glucose and oxygen).
The First Law of ThermodynamicsThe First Law of Thermodynamics
Reacción Exotérmica Reacción Endotérmica
Entalpía => Calor de ReacciónEntalpía => Calor de Reacción
• Debido a que la entalpía de reacción es
ΔH= Hfinal – Hinicial,
entonces un calor inicial grande es una reacción
exotérmica, y un calor final grande es una
reacción endotérmica.
Reacción endotérmica : ΔH > 0
Reacción exotérmica : ΔH < 0
Entalpía => Calor de ReacciónEntalpía => Calor de Reacción
Mientras más grande sea la magnitud de cualquiera de estos valores, la
reacción será más altamente exo/endotérmica (más poderosa).
Entalpía => Calor de ReacciónEntalpía => Calor de Reacción
• Para una reacción:
• La entalpía es una propiedad extensiva (la magnitud H es directamente proporcional a la cantidad):
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ
2CH4(g) + 4O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) H = -1604 kJ
reactantesproductos
inicialfinal
HH
HHH
Entalpías de ReacciónEntalpías de Reacción
Original Equation
Total Change in Enthalpy
Final Equation
Intermediate Step
Intermediate Change in Enthalpy
Diagrama de entalpías de reacción.Diagrama de entalpías de reacción.
• When we reverse a reaction, we change the sign of H:CO2(g) + 2H2O(g) CH4(g) + 2O2(g) H = +802 kJ
• Change in enthalpy depends on state:H2O(g) H2O(l) H = -44 kJ
Entalpías de ReacciónEntalpías de Reacción
El primer calorímetro de hielo en el mundo.
Invierno de 1782 – 1783 (Antoine Lavoisier y Pierre Simón Laplace): determinación del calor desprendido en varios cambios químicos
Cálculos: basados en el descubrimiento previo del calor latente hecho por Joseph Black.
Estos experimentos marcaron la fundación de la termoquímica.
Heat Capacity and Specific Heat• Calorimetry = measurement of heat flow.• Calorimeter = apparatus that measures heat flow.• Heat capacity = the amount of energy required to raise
the temperature of an object (by one degree).• Molar heat capacity = heat capacity of 1 mol of a
substance.• Specific heat = specific heat capacity = heat capacity of
1 g of a substance.
Calorimetría.Calorimetría.
Tsubstance of gramsheatspecific Q
Revisar todo lo de calorimetría. Incluir cambios de fase.
Table 5.2: Specific Heats (S) of Some Substances at 298 K Table 5.2: Specific Heats (S) of Some Substances at 298 K
Substance S ( J g-1 K-1 )
N2(g) 1.04
Al(s) 0.902
Fe(s) 0.45
Hg(l) 0.14
H2O(l) 4.184
H2O(s) 2.06
CH4(g) 2.20
CO2(g) 0.84
Wood , Glass 1.76 , 0.84
Sí se usan 24.2 kJ para calentar una pieza de aluminio con una masa de 250. g, ¿cuál es la temperatura final
del aluminio si su temperatura inicial es 5.0oC?
Q = (S)x(m)xT
Calorimetría.Calorimetría.
Calorimetría a Presión Constante• ¡La presión atmosférica es constante!
T
QH P
solución de gramos
solución de epecíficocalor solnrxn
Calorimetría.Calorimetría.
CalorimetríaCalorimetría
Calorimetría a Presión Constante.
TSQrxn solución) de totalmasa(
interés de especie la de moles**mol
QH rxn
rxn
CalorimetríaCalorimetría
Ejemplos de Calorimetría
1. En un experiment similar al de la disolución de la pieza de aluminio del experimento de calorimetría, 1.500 g de Mg(s) fueron combinados con 125.0 mL de HCl 1.0 M. La temperatura inicial fue 25.0oC y la temperatura final fue 72.3oC. Calcula: (a) el calor involucrado en la reaccion y (b) la entalpía de reaccion in terminos del numer de moles de Mg(s) usados. Respuestas: (a) –25.0 kJ (b) –406 kJ/mol
2. 50.0 mL de HCl 1.0 M a 25.0oC fueron mezclados con 50.0 mL de NaOH 1.0 M también a 25.0oC en un calorímetro de espuma de poliestireno. Después del proceso de mezclado, la lectura en el termómetro fue de 31.9oC. Calcula la energía involucrada en la reacción y la entalpía por mol de iones de hidrógeno usados. Respuestas: -2.9 kJ , -58 kJ/mol [calor de neutralización para reacciones ácido/base fuertes].
• Un calorímetro a volumen constante es llamado una bomba calorimétrica.
• El material se coloca en un contenedor con oxígeno puro. Se usan alambres para iniciar la combustión. El contenedor se coloca en otro contenedor con agua.
CalorimetríaCalorimetría
• La capacidad calorífica del calorímetro es conocida.
• Puesto que V = 0, PV = 0, E = Q
CalorimetríaCalorimetría
Bomba Calorimétrica.
• termómetro
• agitador
• lleno de agua
• alambre de
ignición
• bomba de
acero
• muestra
Calorimetría a Volumen Constante.
Usado para encontrar Δucom.• No se intercambia materia.• No se intercambia calor.
Usado para encontrar ΔH.• No se intercambia calor.
Calorimetría a Presión Constante
Analizar con esta ecuación:U = Q - W
CalorimetríaCalorimetría
Hay varias formas de expresar la ley de Hess. El cambio en contenido calorífico de una reacción químicaes siempre constante y es independiente de sí la reacciónse efectúa en una o más etapas.
Ley de Hess. Ley de Hess.
Ley de Hess: si una reacción se lleva a cabo en un número de etapas, H para la reacción global
es la suma del H para cada etapa individual.
• El signo negativo indica una reacción exotérmica, es decir, la reacción crea energía.
• Lo opuesto es una reacción endotérmica, consumiendo energía.
kJHOHCOOCH rxn 32.80222 02224
Ley de Hess. Ley de Hess.
• Calculamos H0rxn mediante:
• En donde H0f son los calores estándares de formación para
cada uno de los compuestos, tabulados en textos de química.• El superíndice 0 se refiere al estado estándar (25°C, 1 atm)• La barra sobre la H indica que el valor ha sido calculado
para la cantidad indicada de reactantes/productos, es decir, 1 mol de metano.
kJHOHCOOCH rxn 32.80222 02224
)Hm( - )Hm( = H reactantes0fiproductos
0fi
0rxn ii
Ley de Hess. Ley de Hess.
• Asegurarse de rearreglar las ecuaciones dadas de manera que reactantes y productos queden en los lados apropiados de las flechas.
• Sí inviertes la ecuación, debes de invertir también el signo of H.
• Sí multiplicas las ecuaciones para obtener un coeficiente correcto, debes de multiplicar también H por este coeficiente.
Ley de Hess. Ley de Hess. Algunas reglas útiles para usar la ley
de Hess para resolver problemas:
Dadas las siguientes ecuaciones:• H3BO3(aq) HBO2(aq) + H2O(l) Hrxn = -0.02 kJ• H2B4O7(aq) + H 2O(l) 4HBO2(aq) Hrxn = -11.3 kJ• H2B4O7(aq) 2B2O3(s) + H2O(l) Hrxn = 17.5 kJ• find the H for this overall reaction:• 2H3BO3(aq) B2O3(s) + 3H2O(l)
Ley de Hess. Ley de Hess. Ejemplo
Encontrar el H para esta reacción:
2H3BO3(aq) B2O3(s) + 3H2O(l)
Explicación:• Multiplica la primera ecuación por 4: • 4H3BO3(aq) 4HBO2(aq) + 4H2O(l) Hrxn = 4(-
0.02 kJ) = -0.08• Invierte la segunda ecuación: • 4HBO2(aq) H2B4O7(aq) + H2O(l) Hrxn = +11.3 kJ
• Deja la última ecuación como está:• H2B4O7(aq) 2B2O3(s) + H2O(l) Hrxn = 17.5 kJ
Ley de Hess. Ley de Hess. Ejemplo
Explicación:• Tacha los términos comunes y te quedas con:
• 4H3BO3(aq) 2B2O3(s) + 6H2O(l) Hrxn = 28.8 kJ
• Divide la ecuación de arriba y la entalpía por 2 y verás que la respuesta es 14.4 kJ (la reacción es endotérmica).
Ley de Hess. Ley de Hess. Ejemplo
Ejemplo:CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ
2H2O(g) 2H2O(l) H= - 88 kJ
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ
Ley de Hess. Ley de Hess.
Otro Ejemplo de la Ley de Hess. Otro Ejemplo de la Ley de Hess.
Dados los datos:
C(s) + ½ O2(g) CO(g) H = -110.5 kJ
CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) H = 283.0 kJ
Calcular H para: C(s) + O2(g) CO2(g)
Calores de reacción.
Otro Ejemplo de la Ley de Hess. Otro Ejemplo de la Ley de Hess.
NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O
Calores de reacción.
1.NaOH(s) NaOH(aq) H= -43.5 kJNaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H= -97.0 kJNaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H= -50.2 kJ
Otro Ejemplo de la Ley de Hess. Otro Ejemplo de la Ley de Hess.
• El NaOH se disuelve (pasa de sólido a acuoso).
• El NaOH se disuelve y ocurre una reacción (neutralización) entre NaOH y HCl.
• La reacción entre NaOH y HCl.
Calores de reacción.
5. Definición de la ley de Hess: para cualquier reacción que puede ser escrita en etapas, H es igual a la suma de los Hs para las etapas individuales.
Otra Expresión de la Ley de Hess. Otra Expresión de la Ley de Hess.
NaOH(s) + HCl(aq)
NaOH(aq) + HCl(aq)
NaCl(aq) + H2O(l)
6.
7.NaOH(s) NaOH(aq) H= -43.5 kJ
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H= -50.2 kJ
NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H= -93.7 kJ
8. E.g., el NaOH(s) toma algùn tiempo para
disolverse permitiendo que el calor escape y tal vez dando valores artificialmente bajos para cambios en temperatura.
E.g. el calorímetro no esta perfectamente aislado, así, saltos más grandes en temperatura no se mostrarían tan altos como debieran.
• Sí 1 mol de compuesto es formado a partir de sus elementos constituyentes, entonces el cambio de la energía para la reacción es llamada la entalpía de formación, Ho
f .• Condiciones Estándar (estado estándar): la forma mas
estable de la substancia a 1 atm y 25 oC (298.15 K).
Entalpías de FormaciónEntalpías de Formación
• Entalpía Estándar, Ho, es la entalpía medida cuando todo está en su estado estándar.
• Entalpia de Formación Estándar : 1 mol de compuesto es formado a partir de substancias en sus estados estándar.
Entalpías de FormaciónEntalpías de Formación
Otra forma de calcular el cambio de entalpia en una reacción química es usando energías de enlace. Probablemente estás consciente de que debe de agregarse o absorberse energía para romper enlaces y que se desprende energía cuando se forman enlaces.
Entalpías de FormaciónEntalpías de Formación
Por lo tanto, puedes calcular la entalpia total de la reacción usando la formula siguiente:
H = enlaces rotos – enlaces formados
Energías de Enlace.
Ejemplo.
Usando energías de enlace, calcula el cambio en energía que acompaña a la siguiente reaction:
H2(g) + F2(g) 2HF(g)
Explicación.
[1(432) + 1(154)] - [2(565)] = -544 kJ
Tipo de enlace Energía de enlace
H—H 432 kJ/mol
F—F 154 kJ/mol
H—F 565 kJ/mol
La respuesta es -544 kJ.
Ejercicio.
Usando energías de enlace, calcula el cambio en energía que acompaña a la siguiente reacción:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
Ejemplo.
Explicación.
[a(X) + B(Y)] - [C(Z) + D(U)] =, H = -802 kJ
Tipo de enlace Energía de enlace
C — H X kJ/mol
O — O Y kJ/mol
C = O Z kJ/mol
H — O U kJ/mol
La respuesta es -802 kJ.
EnlaceEnergía (kJ/mol)
EnlaceEnergía (kJ/mol)
H - H 436 N - N 160
C - H 413 N = O 631
N - H 393 N triple N 941
P - H 297 N - O 201
C - C 347 N - P 297
C - O 358 O - H 464
C - N 305 O - S 265
C - Cl 397 O - Cl 269
C = C 607 O - O 204
C = O 805 C - F 552
O = O 498 C - S 259
Energías Promedio de Disociación de Enlaces
http://www.saskschools.ca/curr_content/chem30/modules/module3/lesson5/bondenergy.html
To convert kilocalories into kilojoules multiply by 4.184.
• Sí hay más de un estado para una substancia bajo condiciones estándar, se usa la más estable.
• La entalpia estándar de formación de la forma más estable de un elemento es cero.
Entalpias de FormaciónEntalpias de Formación Aquí mero voy 220610
Entalpias de FormaciónEntalpias de Formación
Usando Entalpias de Formación para Calcular Entalpias de Reacción.
• Para una reacción
• Nota: n y m son coeficientes estequiométricos.• Calcula el calor de reacción para la combustión de gas
propano dando dióxido de carbono y agua.
reactantesproductosrxn ff HmHnH
Entalpias de FormaciónEntalpias de Formación
Ley de Kirchoff.
Cuando los intervalos de temperatura de reacción son lo suficientemente amplios, el cambio de entalpia es diferente, aunque la reacción química ocurra a la misma presión.
• En 1858, Kirchoff enunció la ley de Kirchoff.
p
p
CT
H
B ,mB
(B)p pC C
dTCTHTH pTTmrmr
1212
Ley de Kirchoff.
Variación de la entalpia de una reacción con la temperatura: ecuación de Kirchoff.
Sí el cambio de entalpia para una reacción ΔHr (T1) es conocida a la temperatura T1, entonces el valor ΔHr (T2) a otra temperatura T2 puede ser determinada usando la ecuación de Kirchoff.
Note que ΔCP,m denota la diferencia entre la capacidad calorífica molar de los
productos y la capacidad calorífica molar de los reactantes.
dTCTHTH pTTmrmr
1212
H°r(T2) = H°r(T1) + CP,mT
Foods• 1 nutritional Calorie, 1 Cal = 1000 cal = 1 kcal.• Energy in our bodies comes from carbohydrates
and fats (mostly).• Intestines: carbohydrates converted into glucose:
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O, H = -2816 kJ• Fats break down as follows:
2C57H110O6 + 163O2 114CO2 + 110H2O, H = -75,520 kJ Fats contain more energy; are not water soluble, so are good for
energy storage.
Foods and FuelsFoods and Fuels
Fuels• Fuel value = energy released when 1 g of substance is
burned.• Most from petroleum and natural gas.• Remainder from coal, nuclear, and hydroelectric.• Fossil fuels are not renewable.• In 2000 the United States consumed 1.03 1017 kJ of fuel.
• In 2005 the United States consumed 1.05 1017 kJ of energy.
• Hydrogen has great potential as a fuel with a fuel value of 142 kJ/g. [ gasoline ≈ 35 kJ/g ].
Foods and FuelsFoods and Fuels
Foods and Foods and FuelsFuels
(% for 2000)
Hess' Law Enthalpy of Form ation
Enthalpy / Calorim etry
1st Law of Therm odynam ics
Energy
Thermochemistry Thermochemistry )(
21 222 joulesmkgvmU k wqU
reactantsproductsrxn ff HmHnH
Tqq
qH P
solution of gramssolution ofheat specificsolnrxn
• A calorimeter is used to measure the amount of heat absorbed or released during a chemical reaction.
• In today’s experiment you will measure the heat of a reaction in a calorimeter that is made out of 2 Styrofoam coffee cups.
• The inner cup holds an aqueous reaction mixture. The outer cup gives additional thermal insulation from the surrounding environment. The thermometer is used to measure the initial and final temperatures of the reaction mixture.
CH 104: HEATS OF REACTION
CALORIMETRY• The first law of thermodynamics says that energy, in all its forms, is conserved in all
processes. Or the heat lost (qlost) by a system equals the heat gained (qgained) by the surroundings.
qlost + qgained = 0
• The fundamental equation of calorimetry says the heat lost by a reaction (qlost = qreaction) is gained by the surrounding water and calorimeter (qgained = qwater + qcalorimeter).
qreaction + qwater + qcalorimeter = 0
• q is negative if heat is lost.
• q is positive if heat is gained.
• q is measured in joules (J).
CALORIMETRY• Again, the fundamental equation of calorimetry is
qreaction + qwater + qcalorimeter = 0• 4.184 joules (J) are needed to heat 1 gram (g) of water 1 degree Kelvin (K). This is
the specific heat of water. Therefore, the heat gained by the water is
• And the heat gained by the calorimeter isqcalorimeter = (heat capacity of the calorimeter) x (Tfinal – Tinitial)
Where• The mass of water is in grams.• The heat capacity of each calorimeter is unique. Therefore, in today’s
experiment you will measure the heat capacity of your calorimeter.• Tfinal is the final temperature of the water in either Kelvin or Celsius.• Tinitial is the initial temperature of the water in either Kelvin or Celsius.• Why can these temperatures be measured in either Kelvin or Celsius?• A Kelvin degree is the same size as a Celsius degree. Therefore, the change in
temperature is the same if it is measured in either Kelvin or Celsius.
CALORIMETRY• Again, the fundamental equation of calorimetry is
qreaction + qwater + qcalorimeter = 0
• Or
qreaction = –(qwater + qcalorimeter)
• Then substituting
MEASURING THE HEAT CAPACITY OF YOUR CALORIMETER
• In today’s experiment you will measure the heat capacity of your calorimeter.
• A student puts 75.0 g water in a calorimeter. The temperature of this water and the calorimeter is 21.4° C. Then he adds 74.5 g of water at 58.0° C. The final temperature of this mixture is 37.6° C. The specific heat of water is 4.184 Jg-1K-1.
• How much heat was lost by the hot water?
qwater = 4.184 Jg-1K-1 x 74.5 g x (37.6° C – 58.0° C) = –6.36x103 J
• How much heat was gained by the cold water?
qwater = 4.184 Jg-1K-1 x 75.0 g x (37.6° C – 21.4° C) = 5.08x105.08x1033 J J
MEASURING THE HEAT CAPACITY OF YOUR CALORIMETER
• How much heat was gained by the calorimeter?qlost + qgained = 0
qlost by water + qgained by water + qgained by calorimeter = 0qgained by calorimeter = –(qlost by water + qgained by water)
qgained by calorimeter = –(–6.36x103 J + 5.08x103 J) = 1.28x103 J
• What is the heat capacity of the calorimeter?Heat Capacity of the Calorimeter =
qgained by calorimeter / (Tfinal – Tinitial) = 1.28x103 J / (37.6° C – 21.4° C) = 78.7 JK-1
Heat capacity MUST be positive. If the calculated heat capacity of your calorimeter is negative, it is wrong.
HEAT OF REACTION• For a solution, the fundamental equation of calorimetry is
qreaction = –(qsolution + qcalorimeter)
• Or
• qreaction is called the heat of reaction. If qreaction is measured at constant pressure, like in our calorimeters which are at atmospheric pressure, then qreaction is also called the change in enthalpy (ΔH).
• The change in enthalpy per mole reaction is sometimes written as .
MEASURING THE HEAT OF A REACTION
• In today’s experiment you will measure the change in enthalpy ( ) for the following reaction.
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq)
• A student puts 100. mL of 2.0 M HCl(aq) (an excess) in a calorimeter. The temperature of this aqueous solution and the calorimeter is 21.4° C. Then he adds 0.252 g of Mg(s). The final mass of this solution is 100. g. The final temperature of this solution is 31.1° C. The specific heat of this solution is 3.62 Jg-1K-1. Assume the heat capacity of the calorimeter is 78.7 JK-1.
• How much heat was gained by the solution?
qsolution = 3.62 Jg-1K-1 x 100. g x (31.1° C – 21.4° C) = 3.5x103 J
MEASURING THE HEAT OF A REACTION
• A student puts 100. mL of 2.0 M HCl(aq) (an excess) in a calorimeter. The temperature of this aqueous solution and the calorimeter is 21.4° C. Then he adds 0.252 g of Mg(s). The final mass of this solution is 100. g. The final temperature of this solution is 31.1° C. The specific heat of this solution is 3.62 Jg-1K-1. Assume the heat capacity of the calorimeter is 78.7 JK-1.
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq)
• How much heat was gained by the calorimeter?
qcalorimeter = (heat capacity of the calorimeter) x (Tfinal – Tinitial)
qcalorimeter = 78.7 JK-1 x (31.1° C – 21.4° C) = 7.6x102 J
MEASURING THE HEAT OF A REACTION
• A student puts 100. mL of 2.0 M HCl(aq) (an excess) in a calorimeter. The temperature of this aqueous solution and the calorimeter is 21.4° C. Then he adds 0.252 g of Mg(s). The final mass of this solution is 100. g. The final temperature of this solution is 31.1° C. The specific heat of this solution is 3.62 Jg-1K-1. Assume the heat capacity of the calorimeter is 78.7 JK-1.
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq)
• How much heat was evolved by the reaction?
qreaction = –(qsolution + qcalorimeter)
qreaction = –(3.5x103 J + 7.6x102 J) = –4.3x103 J
MEASURING THE HEAT OF A REACTION
• A student puts 100. mL of 2.0 M HCl(aq) (an excess) in a calorimeter. The temperature of this aqueous solution and the calorimeter is 21.4° C. Then he adds 0.252 g of Mg(s). The final mass of this solution is 100. g. The final temperature of this solution is 31.1° C. The specific heat of this solution is 3.62 Jg-1K-1. Assume the heat capacity of the calorimeter is 78.7 JK-1.
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq)
• How many moles of Mg(s) reacted? The atomic weight of Mg is 24.305 g/mole.
0.252 g of Mg /24.305 g of Mg mole-1 = 0.0104 moles of Mg
MEASURING THE HEAT OF A REACTION
• A student puts 100. mL of 2.0 M HCl(aq) (an excess) in a calorimeter. The temperature of this aqueous solution and the calorimeter is 21.4° C. Then he adds 0.252 g of Mg(s). The final mass of this solution is 100. g. The final temperature of this solution is 31.1° C. The specific heat of this solution is 3.62 Jg-1K-1. Assume the heat capacity of the calorimeter is 78.7 JK-1.
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq)
• What is the heat of reaction in kJ/mole?
SAFETY
• Give at least 1 safety concern for the following procedures that will be used in today’s experiment.
• Heating with a flame.• Injury from a burn or causing a fire. Be careful. Do not wear loose clothing or
long hair. Glass can shatter when heating; wear your goggles at all times.• Using 2.0 M HCl, and Mg(s).• These are irritants. Wear your goggles at all times. Immediately clean all spills.
If you do get either of these in your eye, immediately flush with water.• Generating H2(g).• Hydrogen gas is flammable. Do NOT generate H2(g) until all the Bunsen burners in
the laboratory are extinguished. Wear your goggles at all times.• Your laboratory manual has an extensive list of safety procedures. Read and
understand this section.• Ask your instructor if you ever have any questions about safety.
SOURCES• Barnes, D.S., J.A. Chandler. 1982. Chemistry 111-112 Workbook and Laboratory Manual.
Amherst, MA: University of Massachusetts.
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