Informes de laboratorio de Fisicoquímica I Departamento de Química - Universidad de córdoba
Practica N° 5
(02/10/2016)
TERMODINAMICA (LEY DE HESS)
Humanez Espitia Tania Peñates lvarez Karen Ruiz Usta Heiner
Sáenz Montalvo Mayelis Vélez Peinado Gerson
ABSTRACT
In laboratory work we show the validity of the law of Hess through a reaction of sodium hydroxide (NaOH) and hydrochloric acid (HCl), which was carried out in two ways, one that consisted of two stages (dissolution and neutralization) and the other one involved a neutralization process, both methods induced the formation of the same products, using adiabatic calorimetry as medium. INTRODUCCION
METODOLOGIA
La termoquímica trata de las cantidades de calor que acompañan a las reacciones químicas bajo determinadas condiciones, las cuales pueden ser exotérmicas o endotérmicas, Estas cantidades de calor se pueden medir mediante La variación de entalpia ∆H. Por definición es la variación de calor de un sistema en una transformación a presión constante. 1
En el presente trabajo se utilizó un calorímetro adiabático como aislante térmico(véase figura 1) con el propósito de que el calor desprendido por la reacción química no fuese intercambiado con sus alrededores, debido a que las sustancias utilizadas son exotérmicas en una solución acuosa, acuosa, ya sea en medio acido o básico; y de medir la variación de temperatura durante la reacción química para cada una de las disoluciones.
Lo cual podemos comprobar con La ley de Hess, dicha ley establece que la variación de Entalpía en una reacción química va a ser la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas.2 Es decir, que la suma de los ∆H de cada etapa de la reacción nos dará un valor igual al ∆H de la reacción cuando se verifica
en una sola etapa, 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.3 Con el propósito de que la pérdida de de calor durante durante el proceso fuese pequeña pequeña y de medir el calor que se liberó durante el proceso químico se utilizó el calorímetro como medio medio adiabático para la solución; se tomó la temperatura de cada disolución (registradas en la Tabla 2), con el fin de poder obtener por medio de cálculos el ∆H.
Figura 1. Calorímetro adiabático
Para esto se preparó una disolución de NaOH (4.08335g) la cual se disocio en H2O (50 ml), y posteriormente se neutralizo con HCl (50 ml), que fue preparado al 2.5 M tomando 20.7 ml del ácido concentrado (tabla 1); se midio la variación de temperatura para la disociación y neutralización. En un nuevo beacker se llevó a cabo la neutralización de NaOH (4.0913g) con HCl (50 ml), midiendo para este la variación de temperatura (registradas en la Tabla 2). A partir de esto se puede decir que la comprobación de la ley de Hess se realizó por dos métodos
Tabla 3. Datos teóricos Capacidad calorífica H2O = 1 Cal / g ºC Vidrio = 0.5 Cal / g ºC
Método 1.
Tabla 4. Entalpia molar Solución
Na(s) + H2O ½ H2 + ½ Cl2 NaOH + HCl
1.19 g/ml
H (cal)
∆
Disolución de NaOH
-
1112.81
-
6345,05
HCl NaCl + H2O
neutralización de NaOH en solución, con solución de HCl neutralización de solución de HCl con NaOH solido
-
3469.87
Tabla 1. Parámetros para la preparación de la solución de HCl al 2.5 M Densidad
A partir de la capacidad calorífica es posible llevar a cabo los cálculos, y compararlos con nuestro ∆H teórico registrado en la tabla. Teniendo en cuenta que 1cal= 4.18 J.
NaOH + ½ H2 HCl NaCl + H2O
Método 2. ½ H2 + ½ Cl2 HCl + NaOH
Hf (KJ/mol) NaOH( ac = - 469.6 NaCl ac = - 407.1 ∆
Peso solución concentración molecular 36.45 100 ml 37 % g/mol
RESULTTADOS Y DISCUSION
Los resultados de las medidas de los parámetros para cada solución fueron registrados en la tabla 2. Tabla 2. Resultados de las medidas Peso solución Erlenmeyer (g) Disln NaOH 55.546 Disln NaOH 55.546 + HCl HCl+ NaOH 48.301
Teniendo en cuenta los datos de las tablas anteriores, los datos de esta tabla 4 fueron calculados de la siguiente forma:
P.E + TO sln (g) (°C)
TF (°C)
64.962 112.942
28 40
40 47
59.887
24
62
Con estos datos tomados experimentalmente es posible realizar los caculos para hallar ∆H (tabla 4), ya que esta no puede ser medida directamente. También se tendrá en cuenta la capacidad calorífica y la entalpia de formación (tabla 3), que son datos teóricos.
Entalpia molar de la disolución de NaOH
( )
( ) ( )
Como el calor absorbido por la disolución y el vidrio es el desprendido por la reacción y ya que la reacción se ha producido a presión constante, se cumplirá que:
Para conocer el calor desprendido por un mol de NaOH
103 Cal/mol
= 33.910 Cal/mol 3
Entalpía molar de neutralización de NaOH en solución, con solución de HCl
( ) ( ) ( )
Este es el calor desprendido en la neutralización de 50 ml de solución HCl 2.5 N. el calor molar para esta reacción será de:
= 62.0 10 Cal/mol 3
Entalpia molar de neutralización de solución de HCl con NaOH solido ( )
( )
( )
= 2552.16 Cal + 917.71 Cal = 3469.87 Cal
En este caso, la prueba experimental de la ley de Hess corresponde a la expresión: Entalpia reacción 1 + Entalpia reacción 2 = Entalpia reacción 3 ∆3 =7457.86 Cal
Por medio del manejo de los resultados obtenidos no fue posible determinar los cambios de temperatura (∆ ) de cada uno de los procesos para el posterior cálculo de la correspondiente entalpia de disolución (∆ ) y de igual manera entalpias de neutralización (∆ ). El estudio se realizó
mediante una técnica calorimétrica habitual que es la adiabática. Finalmente teniendo en cuenta los resultados adquiridos es no fue posible verificar la validez de la ley de Hess, ya que la diferencia de los valores obtenidos fue significativamente baja, aunque si se tiene en cuenta el valor teórico del (∆ ) de la reacción implicada, no se puede evidenciar que la diferencia aumenta en comparación a los resultados obtenidos experimentalmente, esto se atribuye a errores sistemáticos involucrados durante la ejecución de la práctica. Los valores de la tabla 4 fueron obtenidos mediante la sigente ecuación Q=mC (T2-T1 ) Donde m: masa del sistema C: capacidad calorífica T2: temperatura final T1 temperatura inicial
CONCLUSIÓN Analizando todos los resultados obtenidos por medio de los cálculos realizados a partir de los resultados experimentales, 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.
REFERENCIAS
(1) Dulce María Andrés Cabrerizo, Juan Luis Antón Bozal, Javier Barrio Pérez. Física y Química 4 ESO. España: Editorial Editex S.A. 2008. (2) CASTELLAN, Gilbert W. fisicoquímica. México: fondo educativo Interamericano S.A., 1976. (3) MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. México: Limusa Wiley. 1993
