Práctica 5-Comprobación de la Ley de Hess
OBJETIVOS
― Comprobar la ley de Hess, mediante los datos obtenidos a partir de la medición de calor de disolución del NaOH sólido (Q1), del calor de neutralización de la reacción entre soluciones de HCl y el NaOH (Q2) y el calor de neutralización entre una solución de HCl y NaOH sólido (Q3).
INTRODUCCIÓN
En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es que los cambios de entalpía son aditivos:
ΔHneta = ΣΔHr.
Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de los reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antes que ésta, conserva su nombre histórico.
La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos.
En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en que ya han sido tabulados los calores de reacción para un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las sustancias químicas conocidas.
Práctica 5-Comprobación de la Ley de Hess
De acuerdo a la ley de Hess, si podemos expresar una reacción como la suma de dos o más reacciones, entonces él ΔH de esa reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de las otras reacciones. En este caso, Q3 = Q1+ Q2, obtenidos a partir de las ecuaciones correspondientes:
NaOH
(s)NaOH
(ac) Q1NaOH
(ac)+ HCl
(ac)NaCl
(ac)+ H
2O
(l) Q2NaOH
(s)+ HCl
(ac)NaCl
(ac)+ H
2O
(l) Q3MATERIALES
– Vaso de espuma de poliestireno – Termómetro – NaOH sólido – NaOH 0.5 M – HCl 0.5 M – HCl 0.25 M
PROCEDIMIENTO
A. Determinación del Calor de Disolución, Q
1Tara el calorímetro y pesa 100 mL de Agua Anota la temperatura inicial (Ti) agrega 2 g de NaOH al agua en el calorimetro y agita hasta la disolucion
completa. Anota la temperatura maxima alcanzada. (Tf) Calcula Q1
Práctica 5-Comprobación de la Ley de Hess
Masa total T inicial T final ΔT Q1
115.7 g 23 º c 26 º c 3 º c 1.37
KJ Q1= M x C x (tf-ti) Q1= (109g)(4.184)(3ºc)
B. Determinación del Calor de Neutralización, Q
2Q2= M x C x (tf-ti) Q2= (99.5) (4.184) (4ºc)
Masa total T inicial T final ΔT Q2
99.5 g 24 º c 28 º c 4 º c 1.66 KJ Agrega 50 mL de HCl 0.5 M en el calorimetro Anota su temperatura (Ti) Toma 50 mL de NaOH 0.5 M en un vaso quimico. Mide su temperatura, esta debe ser igual a la
del HCl Vierte el NaOH al
calorimetro que contiene el HCl Agita suavemente y mide la
temperatura maxima alcanzada.
Calcula Q2
ΔHreacción = – Q reacción = [magua x C.Eagua x ΔTagua] ΔTagua = Tfinal – Tinicial
ΔH2 = – Q2 = [magua x C.Eagua x ΔTagua] ΔTagua =
T
final– T
inicialPráctica 5-Comprobación de la Ley de Hess
C. Determinación del Calor de Reacción Q
3Q3= M x C x (tf-ti) Q3= (108.7g)(4.184)(10ºc)
Masa total T inicial T final ΔT Q3 (teórico)
115.4g 25 º c 35 º c 10 º c 4.548 KJ
D- Determinación del calor del metal Masa del metal: 57 g
Masa del vaso: 104.8 g
Masa del agua: 156.5 g – 104.8 g= 51.7 g Temperatura inicial del agua: 23 °c Temperatura inicial del metal: 100 ° c Temperatura de la mezcla: 38 °c CE= - (4.184)(51.7)(15ºc) (57)(-62ºc)
Pesa 110 mL de HCl 0.25 M en el
calorímetro y mide T
i.
Pesa 3 gramos de NaOH sólido
y agrégalo inmediatamente al
calorímetro. Agita y anota T
f.
Calcule Q
3ΔH3 = – Q3 = [magua x C.Eagua x ΔTagua] ΔTagua =
T
final– T
inicialPráctica 5-Comprobación de la Ley de Hess
Respuestas a Cuestionario
1. La entalpía de la reacción 3 es mas alta que la reacción 2 debido a que la reacción 3 es la sumatoria de todas las reacciones previas.
2. Valor de Error Real:
a. Reacción 1: -12.689 x10 ^-3 % b. Reacción 2: -12.718 x10^-3 % c. Reacción 3: 8.82 x 10 ^-3 % 3. Posibles causas de estos errores:
Siempre existe el riesgo al margen de error durante la experimentación.
Conclusiones:
El processo de disolución siempre conlleva a una liberación de calor.
La magnitude del calor de la disolución va a depender de la cantidad de disolvente y de la concentración de la solución.
Si podemos expresar una reacción como la suma de otras, entonces el cambio de entalpia de esta expresada, será igual a la suma de los câmbios de entalpia de las otras.
