INFORME #5 TERMODINAMICA (Ley de Hess)
INTEGRANTES ALARCÓN VITAR KELLY JOHANA GUERRERO DURANGO HERNANDO JOSÉ HUMÁNEZ GALINDO LUCAS ENRIQUE REYES ORTIZ DIANY VANESSA HERNÁNDEZ PÉREZ LINA
DOCENTE MANUEL PÁEZ MEZA
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS PROGRAMA DE QUIMICA MONTERIA- CÓRDOBA 18/09/2017
RESUMEN
En la práctica de laboratorio realizada fue posible evidenciar la valides de la ley de Hess a través de una reacción de hidróxido de sodio (NaOH) y ácido Clorhídrico (HCl), la cual se realizó de dos maneras diferentes, la primera a través de dos etapas, (disolución y neutralización) y la segunda solo constaba de una etapa (neutralización). Esto se realizó empleando la técnica de calorimetría adiabática por medio de la construcción de un calorímetro que constaba de una caja de icopor (material aislante) que en su interior contenía un vaso de precipitado, lugar donde ocurría la reacción, así mismo la temperatura se determinó con un termómetro convencional insertado en la parte superior. Por medio de los termogramas elaborados fue posible determinar los cambio de temperatura (ΔT) de cada uno de los procesos para el posterior cálculo de la correspondiente entalpia molar de disolución (ΔH), y entalpia molar de neutralización (ΔH), obteniendo en el primer proceso un valor de 13818.63/ para el ΔHd y de 14336.3/ para el ΔHn, que luego de realizar la suma se obtiene un valor de 28154.93/ para ΔH y en el segundo proceso donde solo se involucraba una reacción el valor obtenido de ΔHn fue de de 29750/. El estudio se realizó mediante una técnica calorimétrica convencional como lo es la adiabática. Finalmente teniendo en cuenta los resultados adquiridos es posible verificar la valides de la ley de Hess, ya que la diferencia de los valores obtenidos es significativamente baja aunque si se tiene en cuenta el valor teórico de la ΔHn= 24601.138/ de la segunda reacción aumenta significativamente, lo que puede atribuirse a errores manuales en los procedimientos realizados durante la práctica.
INTRODUCCIÓN
En la práctica realizada se abordó la ley de Hess la cual expresa que una reacción puede considerarse como la suma algebraica de dos o más reacciones, por tanto, el calor de la reacción global es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales”. En la práctica se calculó el calor desprendido para una reacción de neutralización ácido base la cual puede ser llevada a cabo de forma directa o en dos etapas, donde la forma directa se considera como la suma algebraica de las dos etapas según lo expresado por la ley de Hess. Para verificar lo anteriormente expuesto se midió la variación de temperatura producida tras llevar a cabo cada uno de estos procesos con el fin de calcular las entalpias asociadas a cada uno de ellos, disolución y neutralización.
OBJETIVOS OBJETIVO GENERAL
Determinar la entalpía para una reacción de neutralización ácido-base mediante dos procesos diferentes para comprobar la ley de Hess.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Calcular la entalpía de la solución del hidróxido de sodio en agua. Determinar la entalpía del hidróxido de sodio en solución acuosa más ácido clorhídrico. Determinar la entalpía del hidróxido de sodio más ácido clorhídrico. Comprobar la Ley de Hess comparando las entalpías anteriores. Aplicar conceptos teóricos aprendidos de forma eficaz.
MARCO TEÓRICO
En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es que los cambios de entalpía son aditivos: ΔHneta = ΣΔHr. 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; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antes que ésta, conserva su nombre histórico. La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos .En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en que ya han sido tabulados los calores de reacción para un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las sustancias químicas conocidas.
MATERIALES Y REACTIVOS
MATERIALES
1 Erlenmeyer de 250 mL 1 Termómetro Vaso de precipitados 150 mL Agitador (varilla de vidrio) Vidrio de reloj Balanza Calorímetro Agua destilada
REACTIVOS
Hidróxido de sodio (NaOH)
Ácido sulfúrico (HCl)
PROCEDIMIENTO
DISEÑO DE LA PRÁCTICA PARTE l (ENTALPIA MOLAR DE NaOH)
• En un erlenmeyer y agregar 12.5 ml de agua destilada.
PESAR
• La temperatura a la cual se encuentra el agua.
MEDIR
PESAR Y COLOCAR
• 1 g de NaOH y adicionarlos al erlenmeyer. • La disolucion en el calorimetro y medir su temperatura maxima.
PARTE ll
• La solucion anterior a temperatura.
ENFRIAR
• 12,5 ml de HCl a la solucion, colorida en un calorimetro.
AGREGAR
AGITAR
PARTE lll
• La solucion y medir la temperatura maxima de neutralizacion.
(ENTALPIA MOLAR DE NEUTRALIZACIÓN DE NaOH SÓLIDO CON SOLUCIÓN HCl)
• En 12,5 ml de HCl y agregarlos al erlenmeyer y medir su temperatura.
MEDIR
• 1g de NaOH y adicionarlos al beaker con HCl.
PESAR
TRASLADAR
• La solucion a un calorimetro y medir la temperatura maxima de la solucion
CÁLCULOS Y ANÁLISIS DE RESULTADOS
ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN DEL NAOH ETAPA 1 Para hallar la entalpía a esta solución primero determinamos la temperatura del agua con la cual trabajamos que fue de 22.9°C que llamaremos Ti. Pesamos 4.0195 g de NaOH y los diluimos en los 50 mL de agua. Después de ello volvimos a medir la temperatura, esta vez fue de 37.8°C Tf. Comparando los valores de Ti y Tf notamos que se efectúa un cambio de temperatura (llamaremos temperatura = T) considerable. La T del sistema pasó de 22.9°C a 37.8°C lo que muestra que este proceso es exotérmico. La entalpia de disolución es: Con la siguiente ecuación podemos calcularla
∆=∁ (Tf −) (1)
Por tanto Siendo C = capacidad calorífica del agua Masa del agua: 49.8658
=4.0195+49.8658=53.8853 ó =47.2℃
Ti=22.9℃
= 1 / ℃ ∆=53.8853∗ 1 /℃ (37.8℃−22.9℃) =802.890 (2)
Pero esta sería solo la entalpía de la solución. Necesitamos calcular la entalpía total del sistema, para ello se requiere calcular la del Beaker que fue el material en el cual se llevó a cabo la solución. Podemos calcularle de forma similar a la anterior utilizando la ecuación (1). La temperatura Tf Y Ti es la misma que la de la solución porque la T del Erlenmeyer se iguala a la T de la solución. Siendo =0,5 /℃ para el vidrio m:48.2366 de la masa del Beaker ∆=48.2366 ∗0,5 /℃∗ (47.2℃−22.9℃) = 586.07 (3)
La entalpía total del sistema es igual a la sumatoria de las dos entalpías anteriores. Es decir, la suma de la ecuaciones (2) + (3) = entalpía total ∆=802.890 +586.07 =1388.960 (4) La ecuación (4) muestra la ∆ total al preparar la solución de .
La ∆
molar de disolución del NaOH
∆de disolución=
∆
∆H molar de disolucion =
×
1388.960 4.0195
×
40,0 = 13818.63/
Notemos que al desarrollar los cálculos en la ecuación (2) en vez de emplear el verdadero valor de capacidad calorífica (Cp.) de la solución empleamos el Cp. del agua ¿Por qué? “Parar simplificar los cálculos, considerar que la solución resultante tiene densidad y calor específico iguales a los del agua.” 3
ENTALPÍA MOLAR DE NEUTRALIZACIÓN DE NAOH EN SOLUCIÓN, CON SOLUCIÓN ETAPA 2 Habiendo tenido presente el aislamiento térmico de la solución de NaOH procedimos a determinarle nuevamente la temperatura que resultó ser de 28.3℃ Ti, y la dejamos en aislamiento térmico nuevamente. Por otro lado, preparamos una disolución de HCl de 2M. Transferimos 50 mL de ella y los diluimos con la solución de NaOH dando como resultado una nueva temperatura igual a 39.5℃ Tf. Con base en lo anterior procedamos a calcular la entalpía total del sistema. ∆ + Utilicemos la ecuación (1) ∆=∁ (Tf −) donde m es la masa de la solución de HCl mas la de NaOH ∆=103.8853∗1 ℃ ⁄ (39.5℃−28.3℃) =1163.515 (5) ∆=48.2366 ∗ 0,5 ℃ ⁄ (39.5℃−28.3℃) =270.124 del vidrio (6)
La entalpía total de la reacción es la sumatoria de (5) + (6) ∆=1163.515 +270.124 =1433.63 (7) La ∆
molar de neutralización del NaOH
∆de disolución=
∆ ×
∆H molar de disolucion =
1433.63 = 14336.3/ 2 × 0.05
Al combinar las dos soluciones se produjo una reacción de ácido base (reacción de neutralización), produciendo sal más agua. + →+ 2
Por las mismas razones que en la etapa 1 la capacidad calorífica de la solución de HCl es igual a la del agua y por ende también su densidad. En la etapa 1 se produjo una solución. No obstante, en la etapa 2 se generó una reacción química. A simple vista podrían confundirse, de hecho, a muchos estudiantes se les es confuso ¿Cuál es la diferencia? “Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente), las partículas del soluto se dispersan en el disolvente. Las partículas de soluto ocupan posiciones que estaban ocupadas por moléculas de disolvente”. Es decir, no se generan nuevas reacciones. Sin embargo, “Una reacción química (o cambio químico) es un proceso en el cual unas sustancias (o especies químicas) iniciales, con unas propiedades características determinadas, denominadas reactivos, se transforman en otras sustancias (o especies químicas) finales, denominadas productos de la reacción, las cuales tienen otras propiedades características diferentes a las de los reactivos. Se podría decir que se produce un cambio en la naturaleza básica de las sustancias. Las sustancias iniciales y finales son totalmente diferentes”.
Para producir +2 se produjeron dos etapas. El calor requerido para producirlo es igual a la sumatoria de las entalpias de la etapa 1 y las de la etapa 2. Por tanto El calor requerido para producir + 2 es igual a la suma de las entalpias en las dos etapas es decir a la suma de las ecuaciones (4) + (7) =1388.960 cal + 1433.63cal = 2822.59cal. (8)
REACCIÓN DIRECTA ENTALPÍA MOLAR DE NEUTRALIZACIÓN DE NAOH SÓLIDO CON SOLUCIÓN DE HCL. Pesamos 4.0738 g NaOH sólido y los diluimos en 50 mL de solución de HCl ( = 24.8℃). Esta reacción produjo de manera directa +2. Después, la Tf de la reacción fue de 52.8℃. La entalpía de esta reacción es: ∆=∁ (Tf −) donde m es la masa de HCl mas la masa de NaOH solido ∆= 54.1738∗ 1 ℃ ⁄ (62.8℃−24.8℃) =2058.60 (9) La ∆ del Beaker es: ∆=48.2366 ∗ 0,5 /℃ (62.8℃−24.8℃) =916.49 (10)
La entalpía total de este sistema es (9) + (10) = 2058.60 cal+916.49 cal=2975.09 cal. (11) La ∆
molar de neutralización del NaOH
∆de disolución=
∆ ×
∆H molar de disolucion =
2975.09 = 29750/ 2 × 0.05
En este paso se generó una reacción directa; no hubo etapas intermedias para llegar a los productos como en la 1 y 2 etapa. Sin embargo, por los diferentes caminos que se usaron se llegó a los mismos productos, pero ¿Se obtuvieron las mismas entalpías por los ambos caminos? De acuerdo con la Ley de Hess que dice “el cambio de entalpía correspondiente es definido, pues la entalpía es una función del estado. En consecuencia, si transformamos un conjunto específico de reactivos en un conjunto específico de productos, mediante más de una secuencia de reacciones, la variación total de entalpía debe ser la misma para cada secuencia”. Por tanto, la ∆ de la 1 y 2 etapa debe ser igual a la ∆ de la reacción directa. Pero ¿A
qué se debe esta propiedad? ¿Por qué independientemente del camino que escoja me debe dar la misma entalpía? Bueno, recordemos que la H es una […] “función de estado, debido a que dependen solamente del estado del sistema y no del camino seguido para alcanzarlo”. En otras palabras, la ∆ será la misma si se lleva a cabo el proceso en varias etapas o en tan
solo una. Por ende, comparemos las entalpías que se obtuvieron al desarrollar el experimento de laboratorio (ya analizadas anteriormente) y verifiquemos si cumplen con la Ley de Hess. La (Ecu 8) nos muestra la ∆ de la etapa 1 y 2 para producir + 2. La ecuación (11) muestra la ∆ de la reacción directa para producir también +2. Al comparar el valor de estas dos ecuaciones descifraremos si cumplen o no con la Ley de Hess. Comparando (8) y (11) (8) = 2822.59 cal (11) = 2975.09 cal Las dos ecuaciones no arrojan el mismo valor, bueno eso no quiere decir que la Ley de Hess este errada. Pues hubo algunas irregularidades con los materiales. Por ejemplo, el termómetro no estaba en muy buenas condiciones. Esa y muchas otras más razones se pudieron involucrar para el no eficaz desarrollo del experimento. Sin embargo, hay una cercanía no despreciable entre las dos entalpías anteriormente mencionadas. Se presenta una diferencia de 152.5 cal
CONCLUSIÓN Si a través de diferentes caminos obtenemos un producto, ambos a la final presentarán la misma entalpía ya que la ley de Hess lo establece. Independientemente del camino que se escoja o de las etapas que se utilicen, siempre y cuando se llegue a lo mismo (productos), la ∆ será la misma. Además, al determinarle la ∆ a una solución acuosa y de concentración muy baja (diluida) la capacidad calorífica de esta se puede considerar como la del agua, porque el agua (solvente) está en mucha mayor proporción que el soluto. Se pudo comprobar la ley de Hess cuando comparamos la entalpía total de las diferentes etapas y de la reacción directa, estas no fueron exactamente iguales, aunque eso no prueba la ineficacia de la Ley de Hess. Más bien, ser cautelosos ya que el principal factor en la medición de ∆es la temperatura; y como en nuestro caso hubo irregularidades en las medidas debido al termómetro se presentó esta diferencia.
BIBLIOGRAFÍA
MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. https://es.scribd.com/doc/100633608/Laboratorio-de-Quimica-Practica5-Ley-deHess
“Entalpía
de
neutralización
de
HCl
con
NaOH”.
URL:
http://fisicoquimica56.blogspot.com.co/2012/04/termoquimica-i-entalpia-de.html. Publicado el martes, 10 de abril de 2012 Raymond Chang, QUÍMICA, 10ª ed.
José Pérez, “Reacciones químicas”, 2009
CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: por Addison Wesley Iberoamericana S.A., 1987. 2ª.
Engel Thomas, Philip Reid, “Introducción a la fisicoquímica: Termodinámica”,
2007. 1ª ed.