TEMAS SELECTOS DE FISICOQU

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TEMAS SELECTOS DE FISICOQUÍMICA
Maestría en Ciencia e Ingeniería de
Materiales. PEÑOLES

• BIENVENIDOS!!

Dr. René D. Peralta. Dpto. de Procesos de
Polimerización. Correo electrónico
rene_at_ciqa.mx Tel. [phone] Ext. 1260.
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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.

3
TERMOQUÍMICA

• Definición.
• La termoquímica es el estudio de la energía
  desarrollada o absorbida en reacciones químicas y
  transformaciones físicas, tales como fusión y
  ebullición.

4
TERMOQUÍMICA

• La termoquímica generalmente trata lo
  concerniente con los intercambios de energía que
  acompañan a las transformaciones

Mezclado. Transiciones de fase. Reacciones
químicas.
5
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.
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TERMOQUÍMICA ?
7
The Nature of Energy ?

• 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 ?

8
The First Law of Thermodynamics ?

• 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.

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The First Law of Thermodynamics ?
Reacción Exotérmica ?
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.
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).
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Reacción Endotérmica ?
Ba(OH)28H2O(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).

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The First Law of Thermodynamics ?
Reacción Exotérmica
Reacción Endotérmica
12
Entalpía gt Calor de Reacción ?
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Entalpía gt Calor de Reacción ?

• Debido a que la entalpía de reacción es
• ?H Hfinal Hinicial,
• entonces un calor inicial grande es una reacción
• exotérmica, y un calor final grande es una
• reacción endotérmica.
• Reacción endotérmica ?H gt 0
• Reacción exotérmica ?H lt 0

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Entalpía gt Calor de Reacción ?
Mientras más grande sea la magnitud de cualquiera
de estos valores, la reacción será más altamente
exo/endotérmica (más poderosa).
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Entalpías de Reacción ?

• Para una reacción
• La entalpía es una propiedad extensiva (la
  magnitud DH es directamente proporcional a la
  cantidad)
• CH4(g) 2O2(g) ? CO2(g) 2H2O(g) DH -802 kJ
• 2CH4(g) 4O2(g) ? 2CO2(g) 4H2O(g) DH -1604
  kJ

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Diagrama de entalpías de reacción. ?

• Original Equation

Intermediate Change in Enthalpy
Total Change in Enthalpy
Intermediate Step
Final Equation
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Entalpías de Reacción ?

• When we reverse a reaction, we change the sign of
  DH
• CO2(g) 2H2O(g) ? CH4(g) 2O2(g) DH 802 kJ
• Change in enthalpy depends on state
• H2O(g) ? H2O(l) DH -44 kJ

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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.
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Calorimetría. ?
Revisar todo lo de calorimetría. Incluir cambios
de fase.

• 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.

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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
21
Calorimetría. ?
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)x?T
22
Calorimetría. ?

• Calorimetría a Presión Constante
• La presión atmosférica es constante!

23
Calorimetría ?
Calorimetría a Presión Constante.
24
Calorimetría ?
25
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

1. 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.

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Calorimetría ?

• 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.

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Calorimetría ?

• La capacidad calorífica del calorímetro es
  conocida.
• Puesto que ?V 0, P?V 0, ?E Q

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Bomba Calorimétrica.

• termómetro
• agitador
• lleno de agua
• alambre de ignición
• bomba de acero
• muestra

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Calorimetría ?
Calorimetría a Volumen Constante.
Calorimetría a Presión Constante
Analizar con esta ecuación ?U Q - W
Usado para encontrar ?H. No se intercambia
calor.
Usado para encontrar ?ucom. No se intercambia
materia. No se intercambia calor.
30
Ley de Hess. ?
Hay varias formas de expresar la ley de Hess.
El cambio en contenido calorífico de una
reacción química es siempre constante y es
independiente de sí la reacción se efectúa en una
o más etapas.
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.
31
Ley de Hess. ?

• El signo negativo indica una reacción exotérmica,
  
• es decir, la reacción crea energía.
• Lo opuesto es una reacción endotérmica,
  consumiendo energía.

32
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
  (25C, 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.

33
Ley de Hess. ?
Algunas reglas útiles para usar la ley de Hess
para resolver problemas

• 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.

34
Ley de Hess. ?
Ejemplo

• 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)

Encontrar el ? H para esta reacción 2H3BO3(aq)
B2O3(s) 3H2O(l)
35
Ley de Hess. ?
Ejemplo

• 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

36
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).

37
Ley de Hess. ?
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
38
Otro Ejemplo de la Ley de Hess.?
Dados los datos
C(s) ½ O2(g) ? CO(g) DH -110.5 kJ
CO2(g) ? CO(g) ½ O2(g) DH 283.0 kJ
Calcular DH para C(s) O2(g) ? CO2(g)
39
Calores de reacción.
Otro Ejemplo de la Ley de Hess.?
NaOH(s) HCl(aq) ? NaCl(aq) H2O
40
Calores de reacción.
Otro Ejemplo de la Ley de Hess.?

• 1.
• NaOH(s) ? NaOH(aq) ?H -43.5 kJ
• NaOH(s) HCl(aq) ? NaCl(aq) H2O ?H -97.0 kJ
• NaOH(aq) HCl(aq)? NaCl(aq) H2O ?H -50.2 kJ

41
Calores de reacción.

• 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.

42
Otra Expresión de la Ley de Hess. ?

1. Definición de la ley de Hess para cualquier
   reacción que puede ser escrita en etapas, ?H? es
   igual a la suma de los ?H?s para las etapas
   individuales.

43
6.
NaOH(s) HCl(aq)
NaOH(aq) HCl(aq)
NaCl(aq) H2O(l)
44

• 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
45

• 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.
46
Entalpías de Formación ?

• 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, ?Hof .
• Condiciones Estándar (estado estándar) la forma
  mas estable de la substancia a 1 atm y 25 oC
  (298.15 K).

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Entalpías 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.

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Entalpías de Formación ?
Energías de Enlace.
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.
Por lo tanto, puedes calcular la entalpia total
de la reacción usando la formula siguiente ?H
enlaces rotos enlaces formados
49
Ejemplo.
Usando energías de enlace, calcula el cambio en
energía que acompaña a la siguiente reaction
H2(g) F2(g) 2HF(g)
Explicación.
Tipo de enlace Energía de enlace
HH 432 kJ/mol
FF 154 kJ/mol
HF 565 kJ/mol
1(432) 1(154) - 2(565) -544 kJ
La respuesta es -544 kJ.
50
Ejercicio.
Usando energías de enlace, calcula el cambio en
energía que acompaña a la siguiente reacción
CH4(g) 2O2(g) ? CO2(g) 2H2O(g)
51
Ejemplo.
Explicación.
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
a(X) B(Y) - C(Z) D(U) , ?H -802 kJ
La respuesta es -802 kJ.
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Energías Promedio de Disociación de Enlaces
http//www.saskschools.ca/curr_content/chem30/mod
ules/module3/lesson5/bondenergy.html
Enlace Energía (kJ/mol) Enlace Energía (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
To convert kilocalories into kilojoules multiply
by 4.184.
53
?
54
Entalpias de Formación ?
Aquí mero voy 220610

• 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.

55
Entalpias de Formación ?
56
Entalpias 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.

57
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.

58
Ley de Kirchoff.

• En 1858, Kirchoff enunció la ley de Kirchoff.

59
Variación de la entalpia de una reacción con la
temperatura ecuación de Kirchoff.
Sí el cambio de entalpia para una reacción ?Hr
(T1) es conocida a la temperatura T1, entonces el
valor ?Hr (T2) a otra temperatura T2 puede ser
determinada usando la ecuación de Kirchoff.
?Hr(T2) ?Hr(T1) ?CP,m?T
Note que ?CP,m denota la diferencia entre la
capacidad calorífica molar de los productos y la
capacidad calorífica molar de los reactantes.
60
Foods and Fuels ?

• 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, DH -2816 kJ
• Fats break down as follows
• 2C57H110O6 163O2 ? 114CO2 110H2O, DH
  -75,520 kJ
• Fats contain more energy are not water soluble,
  so are good for energy storage.

61
Foods 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 .

62
8.1
6.0
Foods and Fuels ?
40.4
22.9
( for 2000)
for 2005
22.6
63
Thermochemistry ?
64
CH 104 HEATS OF REACTION

• A calorimeter is used to measure the amount of
  heat absorbed or released during a chemical
  reaction.
• In todays 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.

65
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).

66
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 is
• qcalorimeter (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 todays 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.

67
CALORIMETRY

• Again, the fundamental equation of calorimetry is
• qreaction qwater qcalorimeter 0
• Or
• qreaction (qwater qcalorimeter)
• Then substituting

68
MEASURING THE HEAT CAPACITY OF YOUR CALORIMETER

• In todays 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) 5.08x103 J

69
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 0
• qgained 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.

70
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 (?H).
• The change in enthalpy per mole reaction is
  sometimes written as .

71
MEASURING THE HEAT OF A REACTION

• In todays 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

72
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

73
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

74
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

75
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?

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SAFETY

• Give at least 1 safety concern for the following
  procedures that will be used in todays
  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.

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SOURCES

• Barnes, D.S., J.A. Chandler. 1982. Chemistry
  111-112 Workbook and Laboratory Manual. Amherst,
  MA University of Massachusetts.
• McMurry, J., R.C. Fay. 2004. Chemistry, 4th ed.
  Upper Saddle River, NJ Prentice Hall.
• Petrucci, R.H. 1985. General Chemistry Principles
  and Modern Applications, 4th ed. New York, NY
  Macmillan Publishing Company.