TEMAS SELECTOS DE FISICOQUÍMICA

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1 TEMAS SELECTOS DE FISICOQUÍMICA
Maestría en Ciencia e Ingeniería de Materiales. PEÑOLES ¡¡BIENVENIDOS!! Dr. René D. Peralta. Dpto. de Procesos de Polimerización. Correo electrónico: Tel Ext

2 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.

6 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 = 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.

9 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).

10 Reacción Endotérmica 
Ba(OH)2•8H2O(s) NH4SCN(s)  Ba(SCN)2(s) 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).

11 The First Law of Thermodynamics 
Reacción Exotérmica Reacción Endotérmica

12 Entalpía => Calor de Reacción 

13 Entalpía => 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

14 Entalpía => Calor de Reacción 
Mientras más grande sea la magnitud de cualquiera de estos valores, la reacción será más altamente exo/endotérmica (más poderosa).

15 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 = kJ

16 Diagrama de entalpías de reacción. 
Original Equation Intermediate Change in Enthalpy Total Change in Enthalpy Intermediate Step Final Equation

17 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

18 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.

19 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.

20 Table 5.2: Specific Heats (S) of Some Substances at 298 K 
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.  Q = (S)x(m)xT
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 
En un experiment similar al de la disolución de la pieza de aluminio del experimento de calorimetría, g de Mg(s) fueron combinados con 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 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: kJ , -58 kJ/mol [calor de neutralización para reacciones ácido/base fuertes].

26 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.

27 Calorimetría  La capacidad calorífica del calorímetro es conocida.
Puesto que V = 0, PV = 0, E = Q

28 Bomba Calorimétrica. termómetro agitador lleno de agua
alambre de ignición bomba de acero muestra

29 Analizar con esta ecuación:
Calorimetría  Calorimetría a Volumen Constante. Calorimetría a Presión Constante Analizar con esta ecuación: U = Q - W Usado para encontrar ΔH. • No se intercambia calor. Usado para encontrar Δucom. • No se intercambia materia. • No se intercambia calor.

30 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 (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.

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 Dadas las siguientes ecuaciones:
Ley de Hess.  Ejemplo Dadas las siguientes ecuaciones: H3BO3(aq) HBO2(aq) + H2O(l) Hrxn = kJ H2B4O7(aq) + H 2O(l) 4HBO2(aq)  Hrxn = 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 Explicación: Ley de Hess.  Ejemplo
Multiplica la primera ecuación por 4: 4H3BO3(aq) HBO2(aq) + 4H2O(l) Hrxn = 4(-0.02 kJ) = -0.08 Invierte la segunda ecuación: 4HBO2(aq) H2B4O7(aq) + H2O(l)  Hrxn = kJ Deja la última ecuación como está: H2B4O7(aq) B2O3(s) + H2O(l)  Hrxn = 17.5 kJ

36 Ejemplo Explicación: Ley de Hess. 
Tacha los términos comunes y te quedas con: 4H3BO3(aq) B2O3(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= 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 = kJ CO2(g)  CO(g) + ½ O2(g) DH = kJ Calcular DH para: C(s) + O2(g)  CO2(g)

39 NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O
Calores de reacción. Otro Ejemplo de la Ley de Hess. NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O

40 Otro Ejemplo de la Ley de Hess.
Calores de reacción. Otro Ejemplo de la Ley de Hess. 1. NaOH(s)  NaOH(aq) H= kJ NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O H= kJ NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H= 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. 
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 NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O H= -93.7 kJ
7. NaOH(s)  NaOH(aq) H= kJ NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O H= kJ NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O H= 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 ( K).

47 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.

48 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 H2(g) + F2(g) 2HF(g) 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 H—H 432 kJ/mol F—F 154 kJ/mol H—F 565 kJ/mol [1(432) + 1(154)] - [2(565)] = -544 kJ La respuesta es -544 kJ.

50 CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)
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 [a(X) + B(Y)] - [C(Z) + D(U)] =, H = -802 kJ
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.

52 To convert kilocalories into kilojoules multiply by 4.184.
Energías Promedio de Disociación de Enlaces 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 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

53 

54 Entalpias de Formación 
Aquí mero voy 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 H°r(T2) = H°r(T1) + CP,mT
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. H°r(T2) = H°r(T1) + CP,mT Note que ΔCP,m denota la diferencia entre la capacidad calorífica molar de los productos y la capacidad calorífica molar de los reactantes.

60 Foods and Fuels  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 = kJ Fats break down as follows: 2C57H110O O2  114CO H2O, 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 Foods and Fuels  [8.1%] [6.0%] [40.4%] [22.9%] (% for 2000)
[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 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.

65 qreaction + qwater + qcalorimeter = 0
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 qreaction + qwater + qcalorimeter = 0
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 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.

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 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 Jg-1K-1. How much heat was lost by the hot water? qwater = 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 = 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 x103 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 qreaction = –(qsolution + qcalorimeter)
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

71 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 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 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 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 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 g/mole. 0.252 g of Mg / g of Mg mole-1 = moles of Mg

75 MEASURING THE HEAT OF A 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 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?

76 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.

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