Ley de Hess. Informe Bien Hecho

(1)

UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA

FACULTAD DE INGENIERÍAS

INGENIERÍA DE ALIMENTOS

FISICOQUÍMICA

LABORATORIO N° 6

DETERMINACIÓN

DETERMINACIÓN DEL CALOR DE REA

DEL CALOR DE REACCIÓN: LEY

CCIÓN: LEY DE HESS

DE HESS

Lizeth Álvarez O., Carlos Hernández D., Iván

Lizeth Álvarez O., Carlos Hernández D., Iván Oviedo D

Oviedo D

11

_{., Manuel López B}

11

_..

RESUMEN

En esta práctica se busca la determinación del calor de reacción o la aplicación de En esta práctica se busca la determinación del calor de reacción o la aplicación de la ley de Hess, la que establece que “la energía no puede ser creada ni destruida la ley de Hess, la que establece que “la energía no puede ser creada ni destruida solamente pued

solamente puede ser cambiada de e ser cambiada de una forma a una forma a otra”. En este experimento se usootra”. En este experimento se uso un calorímetro para medir el calor desprendido por tres reacciones, donde se un calorímetro para medir el calor desprendido por tres reacciones, donde se de

detetermrminino o la la enentatalplpía ía momolalar r de de didisosolulucición ón de de NaNaHH, , la la enentatalplpía ía momolalar r dede neutrali!ación de NaH en solución con H"l y la entalpía molar de neutrali!ación neutrali!ación de NaH en solución con H"l y la entalpía molar de neutrali!ación de

de NaNaH H sólsólido con ido con solsolucución ión de de H"H"l. l. El El obobetieti#o #o gegenerneral al de de estesta a prápráctictica ca eses comprobar la ley de Hess y los cálculos de entalpía de las disoluciones.

comprobar la ley de Hess y los cálculos de entalpía de las disoluciones.

Palabra !la"#:

$ey de Hess, energía, calorímetro, entalpía y disolución. $ey de Hess, energía, calorímetro, entalpía y disolución.

ABSTRACT

%&is practice see's to determine t&e &eat of reaction or t&e application of Hess(s %&is practice see's to determine t&e &eat of reaction or t&e application of Hess(s la), )&ic& states t&at *energy can neit&er be created nor destroyed but can be la), )&ic& states t&at *energy can neit&er be created nor destroyed but can be c&anged from one form to anot&er.* +n t&is experiment, using a calorimeter for c&anged from one form to anot&er.* +n t&is experiment, using a calorimeter for meas

measurinuring g t&e t&e &ea&eat t relereleased by ased by t&ret&ree e reacreactiontions, s, )&i)&ic& c& detdetermiermined ned t&e t&e molamolar r ent&alpy of NaH solution, t&e molar ent&alpy of neutrali!ation of NaH in solution ent&alpy of NaH solution, t&e molar ent&alpy of neutrali!ation of NaH in solution )it& molar ent&alpy H"l and neutrali!ation )it& solid NaH solution H"l. %&e )it& molar ent&alpy H"l and neutrali!ation )it& solid NaH solution H"l. %&e general obeti#o t&is practice is to #erify Hess(s $a) and ent&alpy calculations of general obeti#o t&is practice is to #erify Hess(s $a) and ent&alpy calculations of solutions.

solutions.

$#%&'r(:

$a) of Hess, energy, calorimeter, ent&alpy and dissolution. $a) of Hess, energy, calorimeter, ent&alpy and dissolution.

Est

Estudiaudiantes ntes de de ingeingenieniería ría de de alimalimententos os de de la la uni#uni#ersiersidad dad de de córdcórdobaobasedsedee berastegui de la facultad de ingeniería.

(2)

INTRODUCCIÓN

$a ley de Hess dice que el cambio de entalpía de una reacción es el mismo, suceda en una etapa o en #arias. Esto concuerda con el &ec&o de que los cambios entálpicos son funciones de estado y por consiguiente, independientes del camino por el que transcurre la reacción. No se necesita saber si la reacción transcurre o puede transcurrir mediante la serie de pasos empleados en este cálculo. Es decir, los pasos deben producir, aunque sólo sea formalmente, la reacción global. $a utilidad de la ley de Hess es que se pueden calcular los cambios de entalpía de reacciones en las que dic&a cantidad es difícil de medir, a partir de datos tabulados y conocidos.

$a primera ley de la termodinámica, en la forma de la ley de Hess, nos ense-a que nunca podemos esperar más ni menos energía de una reacción química, si se cambia el mtodo de lle#ar a cabo la reacción. /or e0emplo, en una reacción de metano y oxígeno para formar dióxido de carbono y agua, podemos considerar que la reacción se efect1a en una etapa, directamente, o bien por la formación inicial de ", que en una segunda etapa de combustión forma "2. "omo ∆H es una función de estado, cualquier ruta produce el mismo cambio en el contenido de entalpía del sistema. Esto es,

∆H34∆H2 que nos permite utili!ar la ley de Hess para calcular cambios de

entalpía par la mayor parte de las reacciones.

FUNDAMENTO TEÓRICO

$a ley de Hess, propuesta por 5ermain Henri Hess en 3678 establece que la #ariación del calor en una reacción es la misma independiente del n1mero de etapas. $a ley de Hess se utili!a para predecir el cambio de entalpia en una reacción 9Hr . la entalpia es una magnitud de termodinámica simboli!ada con la letra H, la #ariación de entalpia expresa una medida de la cantidad de energía adsorbida o cedida por un sistema termodinámico, o lo que es lo mismo, la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno. El cambio de entalpia de una reacción química que transforma los reacti#os en productos es el mismo independientemente de la ruta escogida para la reacción, a esto se le llama función de estado. Es decir, el cambio de entalpia que #a desde los reacti#os a los componentes intermedios :, luego &asta los productos es el mismo que el cambio cuando se #a de los mismos reacti#os a los componentes intermedios ; y luego a los mismos productos.

: < ; " 9H" 9H" 4 9H: < 9H; 9H 4 m"p=%2 %3>

(3)

D')(#:

9H? cambio entalpia "p? capacidad calorífica %2? temperatura final %3? temperatura inicial

9H total? 9H de la solución < 9H del Erlenmeyer

"apacidad calorífica del agua 43 cal@ g A"

"apacidad calorífica de la solución 4 capacidad calorífica del agua.

Besde el punto de #ista del calor intercambiado, las reacciones químicas se clasifican en exotrmicas =si #an acompa-adas de desprendimiento de calor> y endotrmicas =si se absorbe calor del medio durante el proceso>.

"on#encionalmente al calor liberando se le asigna un signo negati#o =exotrmico> y al calor adsorbido un signo positi#o =endotrmico>.

OB*ETIVOS

G#)#ral#:



"omprobar mediante la práctica la ley de Hess.

E+#!,-.!':



"alcular la entalpía de disolución de NaH en agua.



Beterminar la entalpía molar

de neutrali!ación de NaH en solución acuosa con solución de H"l.



Beterminación de la entalpía de neutrali!ación de NaH con solución de H"l.

MATERIALES Y REACTIVOS

;ea'er de C88ml %ermómetro /robeta de C8 ml Daso de precipitado de 3C8 ml :gitador Didrio de relo0 "alorímetro ;alan!a analítica NaH sólido olución de H"l 2.C F :gua destilada Estufa

PROCEDIMIENTO

Cal.brar #l !al'r,/#0r'1

21 E)0al+.a /'lar (# (.'l3!.4)

(# NaOH

"olocar en un bea'er de C88 ml, pre#iamente seco y pesado C8 ml de agua destilada.

medir la temperatura inicial. :dicionar en un calorímetro adiabático. /esar 7 g de NaH en un #idrio de relo0. :dicionarlos al bea'er. :gitar.

Fedir la máxima temperatura que alcan!a la solución.

51 E)0al+.a

/'lar

(#

)#30ral.a!.4) (# NaOH #)

'l3!.4) !') HCl1

(4)

anterior enfriada a temperatura ambiente. Fedir la temperatura. "olocarla en el calorímetro. :dicionar C8 m$ de H"l al 2.C F. :gitar.

Fedir la máxima temperatura que alcan!a la neutrali!ación.

71 E)0al+.a

/'lar

(#

)#30ral.a!.4) (# NaOH 4l.('

!') 'l3!.4) (# HCl

:dicionar C8 m$ de H"$ en un bea'er. %omar la temperatura. /esar 7 g de NaH. :dicionar en el calorímetro. :gitar.

%omar la temperatura máxima alcan!ada.

RESULTADO

C8LCULOS

DETERMINACIÓN DEL C9

DEL CALORÍMETRO

C8 ͦ

", %emperatura del agua %emperatura de equilibrio

Cal.bra!.4)

T#/+#ra03r

T#/+#ra03

N#30ral.a!.

HCl

T#/+#ra03r

T#

Tabla #1. Calibración de calorímetro.

Tabla #2. Disolución de NaOH con

H 2 O

Taba # 3. Neutralización de La disolución con HCl

Tabla # 4. Neutralización de La disolución sóida con HCl

C9

¿

−

m1C P

(

Te

−

T 2

)

– m2C p

(

Te

−

T 1

)

(

Te

−

T 1

)

Bonde?

m4 288 g masa del agua caliente y fría.

%34 2G

ͦ

", %emperatura del agua fría %24

caliente %e4 IA",

"p4"alor especifico del agua

(# !al'r,/#0r'

Da0'

a a3a -r,a

56°C

ra a3a !al.#)0#

;<°C

V'l3/#) (# H

5

O

;<

/l

ra #=3.l.br.'

7>°C

D.'l3!.4) ?NaOH @ H

5

O

Da0'

T#/+#ra03ra a3a .).!.al

5°C

T#/+#ra03ra 'l3!.4) -.)al

<°C

V'l3/#) (# H

5

O

;<

/l

Maa (# NaOH

1<5;

Maa (# b#a9#r

26>1>6

4) ?NaOH @ Da0'

a a3a .).!.al

7<°C

/+#ra03ra 'l3!.4) -.)al

<°C

Maa (# NaOH

1<5;

V'l3/#) (# HCl 51; M

;< /l

N#30ral.a!.4)

?NaOH

4l.(' @ HCl

Da0'

T#/+#ra03ra a3a .).!.al

5°C

T#/+#ra03ra 'l3!.4) -.)al

<°C

Maa (# NaOH

71>;<

V'l3/#) (# HCl 51; M

;< /l

(5)

"'4 "apacidad calorífica del calorímetro

/ara calcular "' del calorimetro

8,72

+

1,25 x10−3T

−

0.18 x10−6T 2 Cp

=

R

¿

Cp

(

26° C

)=

8,314 J mol.K

[

8,72

+

1,25 x10 −3

(

Cp

(

26° C

)=

75,42 J mol.K Cp

(

39° C

)=

8,314 J mol.K

[

8,72

+

1,25 x10 −3

(

Cp

(

39° C

)=

75,52 J mol.K Cp

(

50° C

)=

8,314 J mol.K

[

8,72

+

1,25 x10 −3

(

Cp

(

50° C

)=

75,52 J mol.K C _P1

=

Cp

(

26° C

)+

Cp

(

39° C

)

2 C _P1

=

75,42 J mol.K

+

75,44 J mol.K 2 C _P1

=

75,43 J mol.K C _P1

=

4,20 J gK

C

k

=

−(

50g

)

(

4,20 J gK

)

(

39° c

−

50° c

)−(

50g

)

(

4,20 J gK

)

(

39

(

39°c

−

26c °

)

C k =¿ 2C2J@"

Cal'r

(#

r#a!!.4)

(#

(.l3!.4) (# NaOH? #) a3a

"p47,3I J@A" ) ( ) (Tp To k Tp To msolCp Qsol = − + −

Q !,"#$% &'!,1( )*+C'!$ - #+C /

252J /° C

'0(-#+C

Q1!,"!2)

•

Cal'r (# r#a!!.4) (#

)#30ral.a!.4) (# NaOH %

HCl

) ( ) (Tp To k Tp To msolCsol Qsol = − + −

Q !,"#$% &' 2> *°C '!"- 0"+C /

252J

/

° C

_{'0(-#+C}

Q5 7 $*

QTOTAL Q2@Q5

(6)

Q3O34L 5,! 2)

•

Cal'r (# )#30ral.a!.4) %

(.l3!.4) ./3l0)#'

) ( ) (Tp To k Tp To msolCsol Qsol = − + −

Q 0,($"% &'!,1()*C'!"-#+C /

252J

/

° C

_{&'0(-#+C}

Q 0,!52)

AN8LISIS DE RESULTADOS

$a ley de Hess nos dice que el calor desprendido o absorbido en una reacción dada debe ser independiente y que la cantidad de calor in#olucrado =liberado o absorbido>, es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lle#a a cabo en una, dos o más etapasK siempre y cuando, las condiciones de presión y temperatura de las diferentes etapas sean las mismas”.

/odemos anali!ar que en un experimento sencillo como el aplicado se puede determinar el calor de una sustancia, el cual lo podemos &allar teniendo en cuenta que la presión constante y por lo tanto se cumple que L4

H1

En la práctica se utili!aron sustancias que para el caso fueron compuestos ácidos y básicos como el NaH y el H"l se espero a que esto se diluyera dentro de un calorímetro adiabático artesanal el

cual fue de muc&a ayuda puesto que nos proporciono las condiciones adecuadas para poder conocer la #ariación de la temperatura dada en lo diferentes procesos como fueron dilución, neutrali!aciónK y dilución y neutrali!ación simultáneamente. $o anterior lo explica la ley de Hess que nos dice que el calor desprendido o absorbido en una reacción dada debe ser independiente.

Esta ley se estudia en procesos cuando la presión es constante y el calor es igual al cambio de entalpía y al lle#ar a cabo la reacción dentro del calorímetro la entalpía #a a permanece constante .

En la práctica se tu#ieron algunas imprecisiones fueron la falta de precisión en la toma de las al aplicar la tcnica, por lo que se obtu#o cierto porcenta0e de error relati#o, algunas de estas medidas de #olumen, de la temperatura y la falta de exactitud de los materiales utili!ados.

CUESTIONARIO

3. Mealice los caculos de las

entalpias molares de

disoluciones y neutrali!ación del NaH.

RTA:

Der cálculos

2. Fencione las posibles causas de error, que se presentaron en la experiencia reali!ada.

RTA:

(7)

• /oca precisión al momento de pesar los reacti#os.

• Fala calibración del calorímetro

• Fala medición de las distintas disoluciones usadas

• ue necesario la utili!ación de la densidad teórica del H"l para conocer la masa de este.

• En los cálculos reali!ados se tomo teóricamente el calor específico del NaH y el H"l lo cual pudo pro#ocar posibles errores en los cálculos.

. "onsulte la aplicación de la ley de Hess en los alimentos.

RTA:

$as reacciones químicas que se lle#an a cabo en los procesos industriales están relacionadas con la transferencia y la transformación de energía, no solo por su naturale!a misma, sino porque tienen una cantidad enorme de aplicaciones que abarcan desde procesos industriales m1ltiples y #ariados &asta los comple0os mecanismos de producción de nue#os alimentos.

Ona de las características más familiares presentes en estos procesos industriales es que siempre #an acompa-adas por una cantidad de energía conocida como el “calor de la reacción”.

:demás, podemos emplear $a ley de Hess principalmente en la industria de alimentos en la medición por medio de tablas de las entalpías de alimentos para así #erificar su #elocidad de reacción, su calor de neutrali!ación y su potencial de disolución frente a otra sustancia

7. P"ual es a conexión entre la ley de Hess y el &ec&o de que la entalpía sea una función de estadoQ

RTA:

eg1n la ley de Hess el cambio de entalpia es idntico para cualquier secuencia de reacciones cuya suma sea idntica a la misma reacción global. /or tanto, se puede elegir libremente cualquier secuencia de reacciones que den lugar al resultado deseado. $as reacciones de combustión son muy adecuadas para estos propósitos debido a que en general proceden rápidamente &asta completarse producen solamente unos pocos productos.

%ambin puede ser por $a conexión que existe, ya que se basa en que la ley de Hess dice que el cambio de entalpía de una reacción es el mísmo, suceda en una etapa o en #arias. Esto concuerda con el &ec&o de que los cambios

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entálpicos son funciones de estado y por consiguiente, independientes del camino por el que transcurre la reacción. C. e cumplió la ley de Hess para

cada uno de los

procedimientos. P/or quQ

RTA:

En esta practica no se refle0o a ley en su totalidad debido a que pudieron influir algunos factores como la mala calibración del calorímetro o tambien la perdida de calor al medio en la tercera reacción fue demasiado grande la no se refle0o como un calor total.

CONCLUSIÓN

e logró obser#ar experimentalmente que la ley de Hess confirma que si una serie de reacti#os reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la

reacción se lle#a a cabo en una, dos o más etapas, esto es que los cambios de entalpía son aditi#os? RHneta 4 SRH. :unque no se obtu#ieron los resultados precisos puesto que &ubo una peque-a diferencia entre la entalpia directa de la reacción y la suma de las entalpias cuando la reacción ocurrió en #arios pasosK #ale resaltar que esto se debe a la falta de equipos actuali!ados y a errores experimentales en laboratorio.

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