DETERMINACION DETERMINACION DE ENTALPIAS DE REACCION Y APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS Montañez Manuel; Orozco Oscar 1
Laboratprio de fisicoquímica I. Grupo A , Facultad de ingenierías y arquitectura, Programa de ingeniería química, Universidad de Pamplona
RESUMEN : la entalpia de reacción es el estudio del calor de reacción a presión constante, para la determinación de la entalpia de reacción se calcula mediante el uso de un calorímetro donde se utilizaron utilizaro n soluciones de ácido clorhídrico (0.5M Y 0.25M) e hidróxido de sodio (0,25) donde se tuvieron en cuenta los voltajes en tiempo determinado ya que las soluciones presentaban presentaban reacciones reacciones exotérmicas. exotérmicas. Para las ecuaciones ecuaciones se tienen en cuenta valores que se tomaron en las clases anteriores lo cual nos da una entalpia de (-37,74).
Palabras Claves: Entalpia, calor de reacción, ley de hess, energía de reacción. AB ST STR R AC T: The reaction reaction is the study of the reaction under constant pressure, for the determination of the reaction reaction is calculated by using a calorimeter where solutions of hydrochloric acid (0.5MY 0.25M) and sodium hydroxide (0, 25) where the exhibition volumes were taken into account. For the equations they have to have values that are taken in the previous classes classes which which gives gives us an enthalpy enthalpy of (-37.74). (-37.74).
K ey Words: Enthalpy, heat of reaction, law of hess, energy of reaction. "El calor absorbido al descomponerse un compuesto, debe ser igual al calor desprendido durante su
1. Introducción El calor de neutralización en un ácido en este caso el ácido clorhídrico y ácido acético con la base hidróxido de sodio que se determinó al medir la máxima temperatura que se determina al medir la temperatura máxima que se alcanza al mezclar las disoluciones en el calorímetro diluidas en juntos reactivos para cada caso. Anticipadamente, se determinó el equivalente en agua del calorímetro. Con los datos tomados se procedió al cálculo de las magnitudes: ΔH, ΔS y ΔG. ΔG. Toda transformación química se acompaña de absorción o liberación de energía que se suele manifestar en forma de calor y los procesos químicos pueden clasificarse en endotérmicos y exotérmicos respectivamente. En las reacciones químicas esta variación calorífica representa la diferencia entre el contenido activo de los productos y el de los reactivos, en las condiciones según su presión, volumen y temperatura que se declaren. [1]
formación". Ley de Hess: "El calor total de una reacción a presión constante es el mismo independientemente de los pasos intermedios que intervengan". Calor molar de neutralización: Es el calor producido en la reacción de neutralización de un mol de ácido, en solución acuosa, por un mol de una base también en solución. Este efecto térmico tampoco es constante para un mismo par ácido-base, sino que depende de la concentración y sólo toma un valor sensiblemente igual cuando se opera con disoluciones diluidas. [2] Cuando se trata de una reacción de bases fuertes (NaOH, KOH...) con ácidos fuertes (HCl, HNO3) el calor de reacción es independiente de la naturaleza de dichos componentes, ya que, al hallarse tanto éstos como las sales formadas disociados, la reacción que tiene lugar es: [2]
En las leyes de la Termoquímica están basadas el principio de conservación de la energía Primer Principio de la Termodinámica, y estos pueden manifestar como sigue, Ley de Lavoisier y Laplace:
− + = ΔH298 = -57,27 kJ·mol-1
1
= ∆
con nuez, 1 Mechero, 1 Bureta de 25 mL, 1 Pipeteador, 10 tubos de ensayo, 1 gradilla
Determinación de entalpia de disolución de NaOH:
∆ =
PROCEDIMIENTO
Determinación de entalpia de disolución de NaOH: Se añadió 100 mL de agua destilada al
Determinación de la entalpia neutralizan de HCl(acu) con NaOH(acu):
calorímetro se tomó el voltaje y se agregó 2g de hidróxido de sodio anotando el voltaje.
∆ =
Determinación de la entalpia neutralización de HCl(acu) con NaOH(acu): Se adicionó en el calorímetro 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) a temperatura ambiente tomado voltaje hasta que este estuviese constante seguidamente se añadió 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0.5M registrando el voltaje hasta se constante.
Determinación de la entalpia neutralizan de HCl(acu) con NaOH(acu):
∆ =
Determinación de la entalpia neutralización de HCl(acu) con NaOH(s): Se vertió 100 mL de ácido
Comprobación de la Ley de Hess:
clorhídrico (HCl) al 0.25M al calorímetro registrando el voltaje posteriormente se agregó aproximadamente 3g de hidróxido de sodio (NaOH) nuevamente registrando el voltaje hasta se constante.
∆ ∆. = ∆. La importancia práctica de esta Ley es asombrosa, ya que, según ella, las ecuaciones termoquímicas pueden tratarse como algebraicamente, en consecuencia, combinando adecuadamente aquellas, obtenidas experimentalmente, es posible calcular calores de reacción no susceptibles de determinación directa. Calor de disolución: Cuando un soluto se disuelve en un disolvente, el proceso va acompañado de absorción o desprendimiento de calor, siendo su magnitud función de la concentración final de la disolución, y de las características químicas de los componentes, así como de las interacciones que entre ellos puedan establecerse. Se denomina calor integral de disolución, al calor absorbido o desprendido, a presión constante, al disolver un mol de soluto en n moles de disolvente. Para un soluto y solvente dados, dicho valor depende de la concentración de la disolución. [3]
3. Resultados y Análisis H2O
NaOH
HCl
Muestra 1
169,6417 g
2,0540 g
---
Muestra 2
---
75,0618 mL
50,0038 mL
Muestra 3
---
3,0092 mL
110,0697
T abla abla 1: Pesos y volúmenes de cada disolución. Muestra 1
Muestra 2
H2O+NaOH HCl(acu)+NaOH(acu)
Tiempo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
2. Materiales y Métodos Balanza analítica (precisión 0.0001g, 2 Vasos de 250 mL, 3 Vasos de 100 mL, 1 Varilla de agitación, 1 Frasco lavador, 1 Espátula, 1 Vidrio reloj, 1 Pipeta graduada de 10 mL, 1 Pipeta graduada de 5 mL, 1 Soporte universal con aro y malla de asbesto, 1 Pinza 2
mV 148 151 154 155 160 164 167 168 168 170 172 172
mV 213 213 215 216 216 216 216 216 215 215 215 214
13
173
∆ = = ( 2)∆
214
Tabla 2: Resultados de la práctica en términos de mV.
(0,91 = (0,91 2,0041 2,0041)) ∗4,184 ° ∗(23,3423° 18,3979°) = 83,57
Determinación de entalpia de disolución de NaOH:
∆ = = ( )∆
0,083 ∗ 40 ∆ = 2,0041 1 / = 1.65 /
(169,6417 2,0540 g ) = (169,6417 ) ∗ 4,184 ° ∗ (23,2283° (23,2283° 18,6923°) 18,6923°) = 1940,86
Comprobación de la Ley de Hess:
∆ ∆. = ∆. (37,74/ ) (45,2) = 82,94
1940,86 ∗ 40 g ∆ = 2,05401 = 37,74 /
Análisis
37,74| ∗ 100 = 12,2325 % = |4337,74 12,2325
El calor liberado o absorbido por una reacción a presión constante en este caso la presión de Pamplona se midió con el calorímetro (termo) el cual actúa como una capa extra de aislamiento para asegurar que el calor no ingrese al calorímetro ni salga de él. La cantidad de calor liberado o absorbido es proporcional al cambio de temperatura del calorímetro.
Determinación de la entalpia neutralizan de HCl (acu) (acu) con NaOH (acu) (acu):
∆ = = ( )∆
4. Conclusiones
(75,0618 = (75, 0618 mL mL 50,0038 0038 mL) mL) ∗4,184 ° ∗ (22,0187° 19,4987°) 19,4987° ) = 1,13
El proceso de disolución siempre conlleva a una liberación de calor, además la magnitud del calor de la disolución va depender de la cantidad de disolvente de la concentración de la solución, se puede expresar una reacción como la suma de otras
1,13 ∆ = 0,5 ∗0,050 1 = 45,2 / % = |56 5645,2| ∗ 100 100 = 19,2 19,285 8577
5. Referencias Bibliográficas [1] Levitt, B.P. Química Física Práctica de Findlay. Editorial Reverté. 1979 [2] Maron, S.H. & Prutton, C.F. Fundamentos Fundam entos de Fisicoquímica. Editorial Limusa. 1973
Determinación de la entalpia neutralizan de HCl (acu) (acu) con NaOH (acu) (acu):
[3] Gustavo pons muzzo química fisica 5 ediccion lima peru.
3
