Ley de Hess. Informe Bien Hecho

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 NaH NaH,, la enta entalp lpía ía mola molarr de neutrali!ación de NaH en solución con H"l y la entalpía molar de neutrali!ación de NaH NaH 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 NaH solution, t&e molar ent&alpy of neutrali!ation of NaH in solution )it& molar ent&alpy H"l and neutrali!ation )it& solid NaH 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 córdobased 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 mtodo 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 exotrmicas =si #an acompa-adas de desprendimiento de calor> y endotrmicas =si se absorbe calor del medio durante el proceso>.

de neutrali!ación de NaH 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 NaH 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 =exotrmico> y al calor adsorbido un signo positi#o =endotrmico>.

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 NaH 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 NaH en agua.  Beterminar la entalpía molar  de neutrali!ación de NaH 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 a3a .).!.al T#/+#ra03ra 'l3!.4) -.)al Maa (# NaOH V'l3/#) (# HCl 51; M

Da0' 7, 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 NaH 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 tcnica, 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 NaH. 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 NaH 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 idntico para cualquier secuencia de reacciones cuya suma sea idntica 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. %ambin 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 quQ 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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