Había llevado a cabo un experimento donde reaccionaba una $0.3\ \mathrm{g}$ tira de magnesio con concentraciones variables de $100\ \mathrm{mL}$ $\ce{HCl}$: $1\ \mathrm{mol/L}$, $2\ \mathrm{mol/L}$ y $3\ \mathrm{mol/L}$. De los datos que recopilé, me di cuenta de que la reacción con $1\ \mathrm{mol/L}$ $\ce{HCl}$ produjo más energía y la reacción con $3\ \mathrm{mol/L}$ $\ce{HCl}$ menos. Sólo quería saber si mis datos son correctos o no porque yo la hipótesis de la reacción de $3\ \mathrm{mol/L}$ produciría más energía de calor.
Respuesta
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Marty
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En realidad los tres reacciones producen la misma cantidad de energía de calor y, por tanto, tenían el mismo cambio de entalpía. Por el cambio de la concentración del HCl sólo a los efectos de la velocidad de reacción y la cantidad de energía que se produce en un tiempo determinado. Sin embargo, finalmente, cada reacción va a producir la misma cantidad de energía siempre que todos los Mg reacciona de lo que sucede en el experimento como HCl en exceso. La razón para esto puede ser explicado rápida fácilmente usando la fórmula: $$\Delta H=\Delta U+pV$$ Then using the ideal gas equation, we can substitute $pV$ with $\Delta n(g)RT$. Note that the only variable that actually changes is n(g) which is the change in the number of moles of gas molecules. So the equation becomes: $$\Delta H= \Delta U + \Delta n(g)RT$$ Así que la única cosa que los efectos de la variación de entalpía de la reacción en el cambio en la energía interna (U) y el número de moles de moléculas de gas formadas que son constantes para todos los tres reacciones.
