Ley de Hess - WordPress.com

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS Y FARMACIA
ESCUELA DE QUIMICA
DEPARTAMENTO DE FISICOQUIMICA
PRIMER SEMESTRE 2010
LABORATORIO DE FISICOQUIMICA
QUINTO CICLO
PRACTICA 3
COMPROBACIONDE LA LEY DE HESS:
DETERMINACION DE ENTALPIA DE NEUTRALIZACION
Objetivo: Determinar la entalpia de neutralización de una reacción acido base y comprobar la
ley de Hess utilizando una reacción acido base.
Fundamento Teórico:
La Ley de Hess establece que la variación del calor en una reacción es la misma independiente
del número de etapas. La ley de Hess se utiliza para predecir el cambio de entalpia en una
reacción ΔH.
El cambio de entalpía de una reacción química que transforma los reactivos en productos es el
mismo independientemente de la ruta escogida para la reacción. Esto se llama la función de
estado. Es decir, el cambio de entalpía que va desde los reactivos a los componentes intermedios
A y luego hasta los productos es el mismo que el cambio cuando se va de los mismos reactivos a
los componentes intermedios B y luego a los mismos productos.
La suma de ecuaciones químicas puede llevar a la ecuación neta. Si la energía se incluye para
cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación neta.
La ley de Hess dice que los cambios de entalpía son aditivos. ΔHneta = ΣΔHr. Dos reglas
establece 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 temperatura de la disolución y no ocurrirán intercambios de energía con el ambiente
por lo que se trabajara con la ecuación:
Q(reacción) + Q(disolución) + Q(calorímetro) = 0
Q(disolución) = Ce m At, donde:
Ce = Calor especifico de la disolución (agua) = 1 cal/g°C = 4.18 J/g°C
m = gramos de la disolución
At = diferencial de temperatura (Tf – To)
Q(calorímetro) = Cp At, donde:
Cp = calor especifico a presión constante, en cal/g°C (calculado en practica 1)
At = Diferencial de temperatura (Tf – To)
De esta forma aplicando la expresión (1) y determinando experimentalmente Q(disolución) y
Q(calorímetro) se podrá calcular el Q(reacción).
Para esta práctica se determinara el valor de entalpia de reacción entre la reacción ácido-base
entre NaOH y HCl:
Ecuación 1:
NaOH(s) + HCl(ac) -----) H2O(l) + NaCl(ac)
La cual puede descomponerse en las siguientes etapas:
Ecuación 2a:
NaOH(s) ------) Na+ (ac) + OH- (ac)
Ecuación 2b:
Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) -----) H2O(l) +
Na+ (ac) + Cl- (ac)
La Ley de Hess puede comprobarse mediante la sumatorio de los valores experimentales de las
etapas a) y b) de la reacción, contra el valor experimental de la entalpia de la reacción completa,
procesos que se realizaran en esta practica.
Reactivos:
NaOH
HCl
Equipo:
1 Estufa con agitación
2 Beakers de 250 mL
1 Balanza Semianalitcia
Papel encerado
Soporte de metal y pinzas para bureta
Materiales por grupo de trabajo:
1 Vaso de duroport
2 Termómetros
1 Agitador Magnético
1 Reloj con cronometro
1 Espátula
Procedimiento:

1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)

Ecuación 1:
Pesar un vaso de espuma de poliestireno.
Agregar al vaso de duroport 100 gramos de HCl 0.25M..
Armar el calorímetro y poner a funcionar el agitador magnético.
Registrar lecturas de temperatura cada minuto durante 5 minutos.
Pesar 3 gramos de hidróxido de sodio.
Agregar el hidróxido en el momento que se cumplan exactamente 6 minutos.
Registrar la temperatura máxima final observada.
Calcular la entalpia de reacción en Kcal/mol de NaOH.
Ecuación 2a:
1)
2)
Lavar el calorímetro
Repetir el procedimiento de la reacción de la ecuación 1, empleando para este caso 100 gramos
de agua destilada en lugar del HCl 0.25M.
3) Calcular la entalpia de reacción en Kcal/mol de NaOH.

Ecuación 2b:
1) Lavar el calorímetro.
2) Medir en beakers separados 50 gramos de HCl 0.25M y 50 gramos de NaOH 0.25M.
3) Poner a funcionar el agitador magnético dentro del calorímetro vacio a la mínima velocidad
posible.
4) Registrar la temperatura de ambas soluciones por separado y esperar a que esta sea igual al valor
del equilibrio con el ambiente.
5) Anotar la temperatura de las 2 soluciones y mezclarlas en el calorímetro.
6) Anotar la temperatura de las dos soluciones y mezclarlas en el calorímetro.
7) Registrar la temperatura máxima alcanzada
8) Calcular la entalpia de reacción en Kcal/mol de NaOH.