Informe Ley De Hess

UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA BARRANQUILLA-COLOMBIA

Verificación Experimental de la Ley de Hess Garcés Licona Génesis Karen, Meza Atencio Yelina Andrea, Royet Jiménez Esteban Elber Fecha de envío: 26/05/19

RESUMEN La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, es decir la cantidad de energía térmica que un sistema intercambia con los alrededores. En esta práctica de laboratorio se logró conocer y aplicar la ley de Hess, a través de una reacción de hidróxido de sodio (NaOH) y ácido clorhídrico (HCl), la cual se realizó de dos maneras diferentes, la primera a través de dos etapas (disolución y neutralización) y la segunda solo constaba de una etapa (neutralización). A partir de esto se determinó la energía transferida en las tres reacciones químicas y finalmente teniendo en cuenta los resultados obtenidos se logró verificar la ley de Hess. 1.

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» (Chang, 2016), 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 (Chang, 2016). 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 (Spencer, 2000). 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. La ley de Hess dice que los cambios de entalpía son aditivos. Dos reglas establecen esta ley:  Si la ecuación química es invertida, el signo de ΔH se invierte también.  Si los coeficientes son multiplicados, multiplicar ΔH por el mismo factor. Existen ciertas reacciones químicas que generan calor, reacciones exotérmicas, o absorben calor, reacción endotérmicas. En el caso de ciertas reacciones acido base, ocurre una reacción exotérmica a la cual se le puede determinar la variación de la entalpia utilizando un calorímetro calibrado, suponiendo que todo el calor intercambiado en cada uno de los procesos se empleara en variar la

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temperatura de la disolución y no ocurrirán intercambios de energía con el ambiente por lo que se trabajara con la ecuación (Castro, 2005):

𝐐(𝐫𝐞𝐚𝐜𝐜𝐢ó𝐧) + 𝐐(𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧) + 𝐐(𝐜𝐚𝐥𝐨𝐫í𝐦𝐞𝐭𝐫𝐨) = 𝟎

(ec. 1)

𝐐(𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧) = 𝐦 ∙ 𝐜 ∙ ∆𝐓 c = Calor especifico de la disolución (agua) = 1

𝑐𝑎𝑙 𝑔 ∙ °𝐶

= 4.184

𝐽 𝑔∙℃

m = gramos de la disolución ∆T = diferencia de temperatura (Tf – Ti)

𝐐(𝐜𝐚𝐥𝐨𝐫í𝐦𝐞𝐭𝐫𝐨) = 𝐜𝐩 ∙ ∆𝐓 cp = calor especifico a presión constante, en

𝑐𝑎𝑙 𝑔 ∙ °𝐶

∆T = Diferencia de temperatura (Tf – Ti) De esta forma aplicando la ecuación (1) y determinando experimentalmente Q(disolución) y Q(calorímetro) se podrá calcular el Q(reacción).

2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL El procedimiento se realizó en tres partes importantes, primero disolución, luego neutralización y por ultimo disolución y neutralización. En la parte de disolución se midió con la probeta 50 mL de agua destilada a temperatura ambiente y se depositó en el calorímetro, a esta se le midió la temperatura de equilibrio, luego se pesaron 2 g de NaOH (Figura 1) y se vertió rápidamente en el calorímetro junto con el agua, este se agito manualmente con el fin de determinar la temperatura de equilibrio. En la parte de neutralización primero que todo se tomó la temperatura de la solución de NaOH que anteriormente se manipuló (Figura 2), por otro lado en una probeta se midió 100 mL de HCl y se tomó su temperatura, este se vertió al calorímetro junto con la solución de NaOH y se determinó la temperatura de equilibrio, lo que quedó de la solución se vertió directamente en la respectiva caneca de residuos de acuerdo con las normas de bioseguridad del laboratorio. Por ultimo en la parte de disolución y neutralización, con la probeta se midió 100 mL de HCl y se vertió directamente en el calorímetro, se determinó la temperatura de equilibrio del ácido, Por otro lado se pasaron 4 g de NaOH (figura 3) y se llevaron rápidamente dentro del calorímetro junto con el HCl, Se Agitó levemente y se determinó la temperatura de equilibrio.

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Fig 1. Masa 2 g de NaOH

Fig 2. Solucion de NaOH en el calorimetro.

Fig 3. Masa 4 g de NaOH

3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN Los resultados obtenidos de la práctica se muestran en las siguientes tablas: TEMPERATURA (°C) 1era reacción

2nda reacción

3era reacción

Agua

30

-

-

Solución NaOH

39

37

-

Solución HCl

-

34

33

Solución NaCl

-

39

54

Tabla 1. Temperaturas de equilibrio en °C de cada reacción

CANTIDAD DE MUESTRAS

Agua (l) NaOH (s) Solución HCl (ac)

1era reacción

2nda reacción

3era reacción

50ml

50ml

-

2g

2g

4g

-

100ml (1M)

100ml (1M)

Tabla 2. Cantidad de cada compuesto utilizado durante el proceso. El calor transferido en cada una de las reacciones se determina empleando los siguientes datos acerca del calor específico de las sustancias:

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Calor específico (cal/g°C) Solución NaOH

0.94

Solución HCl

1.0

Tabla 3. Calores específicos de Compuestos utilizado.

Para la primera reacción, se determina el calor cedido con base en la solución del hidróxido formado: 𝐇𝟐 𝐎

𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐬) →

𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐚𝐜)

∆Hrxn1 = [mCp ∆T]

/𝑛NaOH

NaOH(ac)

cal (30 − 39)℃ g℃) 1molNaOH (2g) ( ) 40g

(52g) (0.94 ∆Hrxn1 =

∆Hrxn1 = −8798.4

cal mol

Para la segunda reacción, se tiene en cuenta la expresión de neutralización: 𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐚𝐜) + 𝐇𝐂𝐥(𝐚𝐜) → 𝐍𝐚𝐂𝐥(𝐚𝐜) + 𝐇𝟐 𝐎(𝐥) ∆Hrxn2 = {[mCp Tf ]

HCl(ac)

(52g) (0.94 ∆Hrxn2 =

+ [mCp ∆T]

NaOH(ac)

} / 𝑛NaOH

cal cal (37 − 39)℃ + (100g) (1 (34 − 39)℃ g℃) g℃) 1molNaOH (2g) ( ) 40g ∆Hrxn2 = −11955.2

cal mol

Para la tercera reacción, solo se tiene en cuenta el calor transferido a la solución de ácido clorhídrico:

𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐬) + 𝐇𝐂𝐥(𝐚𝐜) → 𝐍𝐚𝐂𝐥(𝐚𝐜) + 𝐇𝟐 𝐎(𝐥) ∆Hrxn3 = [mCp Tf ]

/ 𝑛NaOH

cal (33 − 54)℃ g℃) 1molNaOH (4g) ( ) 40g

(100g) (1 ∆Hrxn3 =

HCl(ac)

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∆Hrxn3 = −21000

cal mol

La comprobación de los datos experimentales se da aplicando la ley de Hess con las reacciones de neutralización a manera de obtener la reacción de disolución inicial:

NaCl(ac) + H2 O(l) → NaOH(ac) + HCl(ac)

∆Hrxn2 = 11955.2

cal mol

NaOH(s) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2 O(l)

∆Hrxn3 = −21000

cal mol

__________________________________________________________ NaOH(s) → NaOH(ac)

∆Hrxn3 = −9044.8

cal mol

El valor calculado presenta una diferencia comparativa del 2.8% frente al experimental, por lo cual es aceptable para las condiciones trabajadas en la experiencia.

4. CONCLUSIONES -Mediante la práctica se determinó que hay una relación entre la entalpia de neutralización y la masa de los reactivos, dado que cuando la masa agregada de la base es mayor, así mismo lo es el cambio de entalpia. Mostrando así que estas son directamente proporcionales. -Se comprobó la Ley de Hess y a través de la cuantificación de las entalpías de cada una de las etapas y de la reacción de forma directa, en donde la diferencia entre la igualdad fue mínima, sin embargo es relevante tener cuidado con los errores manuales para que así sean más certeros los resultados. -El calorímetro utilizado en la práctica puede determinar valores de entalpías con cierto porcentaje de error los cuales se pueden influir en el resultado final.

5. REFERENCIAS Castro, M. J. (2005). Teoria de momentum y calor: teoria y aplicaciones a la ingenieria de proceso. Mérida: Universidad Autonoma de Yucatán. Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química (12a. ed.). Madrid: McGraw Hill. Spences, J. N., Bodman, G. M., & Rickard, L. H. (2000). Química: Estructura y dimánica. México: Compañia Editorial Continental - CECSA.