UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA FACULTAD DE INGENIERÍAS INGENIERÍA DE ALIMENTOS FISICOQUÍMICA LABORATORIO N° 6 DETERMINACIÓN DEL CALOR DE REACCIÓN: REACCIÓN: LEY DE HESS Lizeth Álvarez O., Carlos Hernández D., Iván Oviedo D 1., Manuel López B1. RESUMEN 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 solamente puede puede ser cambiada de una forma a otra”. En este experimento se uso un calorímetro para medir el calor desprendido por tres reacciones, donde se dete determ rmin ino o la enta entalp lpía ía mola molarr de diso disolu luci ción ón de NaH NaH,, la enta entalp lpía ía mola molarr de neutrali!ación de NaH en solución con H"l y la entalpía molar de neutrali!ación de NaH NaH sólido sólido con soluc solución ión de H"l. H"l. El obeti obeti#o #o gener general al de esta esta prácti práctica ca es comprobar la ley de Hess y los cálculos de entalpía de las disoluciones.
Palabra !la"#: $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 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 measurin measuring g t&e &eat &eat released released by t&ree t&ree reaction reactions, s, )&ic& )&ic& determi determined ned t&e molar molar ent&alpy of NaH solution, t&e molar ent&alpy of neutrali!ation of NaH in solution )it& molar ent&alpy H"l and neutrali!ation )it& solid NaH solution H"l. %&e general obeti#o t&is practice is to #erify Hess(s $a) and ent&alpy calculations of solutions.
$#%&'r(: $a) of Hess, energy, calorimeter, ent&alpy and dissolution.
Estudia Estudiantes ntes de ingenie ingeniería ría de aliment alimentos os de la uni#ersi uni#ersidad dad de córdoba córdobased sede e berastegui de la facultad de ingeniería.
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 mtodo 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>
D')(#:
Beterminación de la entalpía
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 exotrmicas =si #an acompa-adas de desprendimiento de calor> y endotrmicas =si se absorbe calor del medio durante el proceso>.
de neutrali!ación de NaH 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 NaH 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
"on#encionalmente al calor liberando se le asigna un signo negati#o =exotrmico> y al calor adsorbido un signo positi#o =endotrmico>.
OB*ETIVOS G#)#ral#: "omprobar
"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 NaH en un
mediante
la
práctica la ley de Hess.
E+#!,-.!':
#idrio de relo0. :dicionarlos al bea'er. :gitar. Fedir la máxima temperatura que alcan!a la solución.
"alcular
la entalpía de disolución de NaH en agua. Beterminar la entalpía molar de neutrali!ación de NaH en solución acuosa con solución de H"l.
51 E)0al+.a
/'lar
(#
)#30ral.a!.4) (# NaOH #) 'l3!.4) !') HCl1 %omar la solución del paso
anterior enfriada a temperatura
N#30ral.a!.4) ?NaOH @ HCl T#/+#ra03ra a3a .).!.al T#/+#ra03ra 'l3!.4) -.)al Maa (# NaOH V'l3/#) (# HCl 51; M
Da0' 7<°C <°C 1<5; ;< /l
alcan!ada.
ambiente. Fedir la temperatura. "olocarla en el calorímetro. :dicionar C8 m$ de H"l al 2.C
N#30ral.a!.4) ?NaOH 4l.(' @ HCl T#/+#ra03ra a3a .).!.al T#/+#ra03ra 'l3!.4) -.)al Maa (# NaOH V'l3/#) (# HCl 51; M
en un bea'er. %omar la temperatura. /esar 7 g de NaH. :dicionar en el calorímetro. :gitar. %omar la temperatura máxima
RESULTADO Tabla #1. Calibración de calorímetro.
Tabla #2. Disolución de NaOH con
Da0'
H 2O
5°C <°C 71>;< ;< /l
Taba # 3. Neutralización de La disolución con HCl
F. :gitar. Fedir la máxima temperatura
Tabla # 4. Neutralización de La disolución sóida con HCl
que alcan!a la neutrali!ación.
71 E)0al+.a Cal.bra!.4) (# !al'r,/#0r' T#/+#ra03ra a3a -r,a T#/+#ra03ra a3a !al.#)0# V'l3/#) (# H5O T#/+#ra03ra #=3.l.br.'
/'lar
(#
Da0' 56°C ;<°C ;< /l 7>°C
)#30ral.a!.4) (# NaOH 4l.(' !') 'l3!.4) (# HCl D.'l3!.4) ?NaOH @ H5O T#/+#ra03ra a3a .).!.al T#/+#ra03ra 'l3!.4) -.)al V'l3/#) (# H5O Maa (# NaOH Maa (# b#a9#r
Da0' 5°C <°C ;< /l 1<5; 26>1>6
:dicionar C8 m$ de H"$
C8LCULOS DETERMINACIÓN DEL C9 DEL CALORÍMETRO C9 −m 1 C P (Te−T 2 ) – m 2 C p ( Te −T 1 ) ¿ ( Te−T 1 ) Bonde? m4 288 g masa del agua caliente y fría. %34 2G ", %emperatura del agua fría %24 C8 ", %emperatura del agua caliente %e4 IA", %emperatura de equilibrio "p4"alor especifico del agua
ͦ
ͦ
"'4 "apacidad calorímetro
calorífica
del
C P 1= 4,20
J gK
/ara calcular "' del calorimetro −3 −6 2 8,72 + 1,25 x 10 T −0.18 x 10 T Cp= R ¿
C Cp ( 26 ° C )=8,314
J −3 8,72 + 1,25 x 10 ( mol.K
[
−( 50 g ) k =
J Cp ( 26 ° C )=75,42 mol.K
Cp ( 39 ° C )= 8,314
Cp ( 39 ° C )= 75,52
)
(
2C2J@"
[
J mol.K
Cal'r (# r#a!!.4) (# (.l3!.4) (# NaOH? #) a3a "p47,3I J@A" Qsol = msolCp(Tp − To ) + k (Tp − To )
Cp ( 50 ° C )= 8,314
J −3 8,72 + 1,25 x 10 ( mol.K
Q !,"#$% &'!,1( )*+C'!$ - #+C / 252 J / ° C '0(-#+C
Cp ( 50 ° C )= 75,52
J mol.K
Q1!,"!2)
[
•
C P 1=
Cp ( 26 ° C )+ Cp ( 39 ° C )
Cal'r (# r#a!!.4) (# )#30ral.a!.4) (# NaOH % HCl
2 Qsol = msolCsol (Tp − To) + k (Tp − To) 75,42
C P 1=
C P 1=75,43
J J + 75,44 mol.K mol.K 2
J mol.K
)
J J ( 39 ° c −50 ° c )−( 50 g ) 4,20 ( 39 gK gK
(39 °c −26 c ° )
C k =¿
J −3 8,72 + 1,25 x 10 ( mol.K
(
4,20
Q !,"#$% &' 2> *°C '!"- 0"+C / 252 J / ° C '0(-#+C Q5 7 $* QTOTAL Q2@Q5
Q3O34L 5,! 2) •
Cal'r (# )#30ral.a!.4) % (.l3!.4) ./3l0)#'
Qsol = msolCsol (Tp
−
To) + k (Tp
−
To)
Q 0,($"% &'!,1()*C'!"-#+C / 252 J / ° 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 NaH 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 tcnica, 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 NaH. RTA: Der cálculos 2. Fencione las posibles causas de error, que se presentaron en la experiencia reali!ada.
RTA:
• • • •
•
/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 NaH 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 idntico para cualquier secuencia de reacciones cuya suma sea idntica 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. %ambin 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
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 quQ 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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