Laboratorio 5

Universidad Católica Santa María la Antigua

 

Facultad de Ingeniería y Tecnología

Escuela de Ingeniería Industrial Administrativa

Laboratorio #5:

Ley de Hess

Laboratorio de Química

2do Cuatrimestre 2012

Presentado a consideración de la Profesor Magalis Clarke

Estudiantes:

Andrea Carolina Rodríguez Sánchez-Galán

Lisariel Murillo

Fecha de Entrega: Lunes 2 de julio de 2012

Introducción

 Ley de Hess establece:

     “Si una serie de reactivos (por ej. A y B) reaccionan para dar una serie de productos (por ej. C y D), la cantidad de calor involucrado (liberado o absorbido), es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas; siempre y cuando, las condiciones de presión y temperatura de las diferentes etapas sean las mismas”.

      Una forma sencilla de comprender esto, es empleando el esquema siguiente:

  

     

Así, no importa si el proceso que inicia con los reactivos A y B para generar los productos C y D, se realiza en una etapa:

en dos etapas:

  

o en tres etapas:

 

     La cantidad de calor involucrada en el proceso total, siempre será la misma entalpía de la reacción. En otras palabras, si nos dan una serie de reacciones con sus correspondientes entalpías, para determinar la entalpía de una reacción particular, debemos combinar las reacciones dadas (sumarlas, invertirlas o multiplicarlas por un factor), para obtener la reacción deseada. Recuerde, que si invierte una reacción, entonces el signo de su entalpía se cambia; además, si una reacción se multiplica por un escalar, el valor de su entalpía también se debe multiplicar por el mismo escalar, como se muestra en los ejemplos siguientes: 

    Si se tiene la reacción:

al invertirla, quedaría:

y al multiplicarla por un escalar:

Ahora procedemos a realizar la práctica para aplicar lo aprendido.

   En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una seriede productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de sila reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es que los cambiosde entalpía son aditivos:

ΔHneta  = ΣΔHr

   Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de losreactivos 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 delprimer principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diezaños 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 unareacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de lareacción global y de otros pasos.En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a laecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación yes sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Esteprocedimiento se apoya en que ya han sido tabulados los calores de reacciónpara un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de suselementos constituyentes de buena parte de las sustancias químicas conocidas.

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) à NaOH(ac)   Q1

NaOH(ac) + HCl(ac)  à NaCl(ac) + H2O(l)    Q2

NaOH(s) + HCl(ac) à NaCl(ac) + H2O(l)   Q3

Laboratorio 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).

Materiales

·      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 Neutralización, Q1

Procedimiento

A)   Determinación del Calor de Disolución Q1

Metal de Q1

Temperatura inicial	24 °C
Temperatura final	29 °C
Masa NaOH	2.2g
Masa de Agua	100g

Reacción: NaOH_(ac) + H₂O_(l)  ----------> NaOH_(ac) + H₂O_(l)

Q1 = C.Eagua * AT * mAgua

Q1 = 4.184 T/g °C * 5 °C * 102. 2 g

Q1 = 2133.84 J

b)    Determinación del Calor de Neutralización, Q2

 

Determinación del Calor De Neutralización, Q2

Reacción: NaOH_(ac) + H₂SO_4(l) --------------> Na₂SO_4(ac)  +2 H₂O_(l)

Temperatura Inicial	24 °C
Temperatura final	27 °C
Masa de Agua	100g

Q2 = C.Eagua * AT * mAgua

Q2 = 4.184 T/ g °C * 3 °C * 100g

Q2 = 1255.2 J

c)     Determinación del Calor de Reacción Q3

A)   Determinación de Calor De Reacción Q3

Reacción:  2 NaOH_(ac)    +  H₂SO_4(l)   ---------------> NaOH_(ac)    + 2 H₂O_(l)

Temperatura Inicial	24 °C
Temperatura final	32 ° C
Masa De Agua	112 g

Q3 = C.Eagua * AT * mAgua

Q3 = 4.184 J/ g ºC  * 8 ºC + 112 g

Q3 = 3748. 86 J

Q3 exp = Q1 + Q2

Q3 exp = 2138.024 J + 1255.2 J

Q3exp = 3393.224 J

Calculando las ΔH

Calcular ΔH1

2gNaOH (1mol NaOH/ 40g NaOH) = 5x10^-2 mol NaOH

ΔH1 = 2138.024J/ 5x10^-2  mol NaOH = 42760.48 J /mol

Ahora Como lo tenemos en J /mol tenemos que llevarlo a kJ/mol

ΔH1 =  42760.48 J /mol = (1kJ/1000J)

ΔH 1= 42.76 kJ/mol

Calcular ΔH2

ΔH2= (1255.2J /0.05 mol) = 25104 J/mol

Como lo tenemos en J/mol lo llevaremos a kJ/Mol

ΔH2 = 25104 J/mol (1kJ/ 1000J)

ΔH2= 25.104 kJ/Mol

Calcular ΔH3

ΔH3 = (3748.86J/ 5x10^-2 mol) = 74977.2 J/mol

Lo llevare a kJ/Mol

ΔH3 = 74977.2 J/mol (1kJ/1000mol)

ΔH3 = 74.97 kJ/mol

ΔH3 = ΔH1 + ΔH2

ΔH3 experimental = (42.76 kJ/mol + 25.104 kJ/mol)

ΔH3 experimental = 67.864 kJ/mol

Determinado la teórica y lo que es nuestra experimental sacaremos el porcentaje de error

%E = (67.864 kJ/mol - 74.97 kJ/mol / 67.864 kJ/mol) * 100

%E = 10.47 %

Conclusiones

Andrea:

   De este experimento, pude comprobar los conocimientos adquiridos en la clase del Profesor Mariñas sobre la Ley de Hess. Puse en práctica como comprobar las reacciones y las entalpías de cada una. Finalmente, concluí que con la suma de las dos (o tres) ecuaciones parciales se puede llevar a una ecuación final.

Lisariel:

Al hacer este trabajo llegue a los conocimiento de cómo se emplea la entalpia de muchas reacciones y con esto comprobar que al usar la suma de 2 o mas ecuaciones nos da la respuesta de la tercera y nos da una ecuación final, estos conocimientos son buenos a la hora de utilizar la Ley de Hess.