Informe 5-LEY DE HESS- Fisicoquimica I PDF

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UNIVERSIDAD DE CORDOBA.FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS.PROGRAMA DE QUÍMICA.LABORATORIO DE FISICOQUIMICA.PRACTICA N°5 TERMODINAMICA (LEY DE HESS).INTEGRANTES:ALDEMAR LOZANO CORNADO.CARLOS OSORNO BOLIVAR.IVAN PAEZ ANAYA.JESUS PEÑA DORADO.ENTREGTRADO A:PhD. MANUEL PAEZ.MONTERÍA-CÓRDOBA2020PRACTICA N°5 TER...

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UNIVERSIDAD DE CORDOBA. FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS. PROGRAMA DE QUÍMICA.

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA.

PRACTICA N°5 TERMODINAMICA (LEY DE HESS).

INTEGRANTES: ALDEMAR LOZANO CORNADO. CARLOS OSORNO BOLIVAR. IVAN PAEZ ANAYA. JESUS PEÑA DORADO.

ENTREGTRADO A: PhD. MANUEL PAEZ.

MONTERÍA-CÓRDOBA

2020

PRACTICA N°5 TERMODINAMICA (LEY DE HESS).

OBJETIVOS

 Estudiar procesos químicos en los cuales se producen cambios térmicos.

 Calcular la entalpía de las tres reacciones expuestas en la introducción y con ellas comprobar que se cumple la ley de Hess.

RESUMEN En esta práctica se determinó el cambio de entalpia para un proceso por medio de la ley de Hess. Se trabajó con sulfato de cobre anhidro y sulfato de cobre pentahidratado con el fin de obtener el calor de dilución de cada uno para luego obtener su calor de dilución global, el cual fue hallado por medio de la variación en las entalpias de cada una de las dos reacciones que se llevaron a cabo. INTRODUCCION En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840, 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: ΔH neta = ΣΔHr. [1] Por lo tanto, para una reacción dada, La variación de entalpía depende apenas del estado inicial de los reactivos y del estado final de los productos. Siendo de 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.[2]En esta práctica se aplicará la ley de Hess para calcular el cambio de entalpia de una sustancia hallando el cambio de entalpia de reacciones intermedias. Se utilizará como calorímetro sencillo un termo de vidrio y se medirán las Temperaturas con un termómetro graduado a la décima de grado. Durante todas las experiencias deberá agitarse suave y continuamente el Contenido del calorímetro. Para ello, tome con cuidado el termo y describa con él suaves Movimientos circulares sin separarlo de la mesada.

FUNDAMENTOS DE LA PRÁCTICA

LEY DE HESS En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840, 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 solo 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.1El propósito de este planteamiento es analizar de forma muy breve las bases de la Termoquímica como una solución a problemas de transferencia de calor en dichos procesos.

Cuando se busca saber qué tanto calor como una forma de la energía absorbida o desprendida está presente en una reacción, es porque la misma juega un papel muy importante de los cambios químicos, la pregunta obvia en este caso resulta; ¿a qué se debe esa importancia? Se debe a que en todo cambio químico hay ruptura y formación de nuevos enlaces químicos y para que haya esa ruptura, se requiere energía y algunas veces en la formación de los nuevos enlaces se requiere de menor energía para su formación y por tanto se desprende la energía sobrante, razón por la cual, el estudio del calor y de su relación con los cambios químicos resulta tan importante. Además de lo anterior es necesario también conocer si el proceso depende no solo de si el cambio se efectúa a volumen o presión constante, sino también de las cantidades de sustancia considerada, su estado físico, temperatura y presión. En virtud de que la cantidad de calor obtenida en una reacción depende de la cantidad de sustancia que intervino en ella, si escribimos que dos gramos de hidrógeno se queman en oxígeno para producir agua líquida, y se desprenden 68,320 calorías, entonces cuando incrementamos a cuatro gramos, el calor desprendido es doble y así sucesivamente. Esto es, que en vez de especificar la cantidad producido por gramo de sustancia para una reacción particular, es usual hacerlo de la siguiente manera: H2 + 1/2 O2

H 2O

∆H = - 68,320 cal [4]

MATERIAL, EQUIPOS Y REACTIVOS EMPLEADOS

REACTIVOS  Na(OH)(sol)  HCL(ac)  Agua destilada

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Proceso 1 Preparar y dejar termostatizando 100 cm3 de aguas medidas con probeta. Una vez termostatizado el líquido colóquelo en el calorímetro, tape y agite suavemente. Tome la temperatura cada 30 segundos y grafique T vs Tiempo, en forma análoga a lo realizado en las etapas anteriores. Pese aproximadamente 1 g de NaOH (s) con una aproximación de 0,01 g en un pequeño recipiente con tapa. Encontrará el NaOH en un desecador, cerca de las balanzas; después de pesar, vuelva el NaOH al interior del desecador y tape el desecador. Realice esta operación con rapidez, ya que el NaOH (s) se hidrata con facilidad; tenga en cuenta para ello que 1 g del sólido corresponde a una espátula llena. Vierta este sólido en el calorímetro y tape rápidamente. Para ayudar a la disolución del NaOH agite el líquido contenido en el calorímetro aplicando movimientos circulares suaves, sin que el calorímetro se separe de la mesada. Mida la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Asegúrese de que todo el NaOH se haya disuelto. Antes de realizar la próxima experiencia lave perfectamente el calorímetro y accesorios con agua. Enjuague varias veces a fin de enfriar el termómetro y el calorímetro hasta la temperatura inicial. Proceso 2 Preparar y dejar termostatizando 100 cm3 de HCl 0,25 M, medidos con probeta. Una vez termostatizado el líquido colóquelo en el calorímetro, tape y agite suavemente. Repita todo el procedimiento anterior: tome la temperatura cada 30 segundos y grafique T vs. Tiempo. Vierta 1 g de NaOH (s) en el calorímetro, tape rápidamente y agite. Mida la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Enjuague varias veces el calorímetro y el termómetro como en el proceso 1. Proceso 3 Preparar y dejar termostatizando 50 cm3 de HCl 0,5 M y 50 cm3 de NaOH 0,5 M medidos con probeta. Una vez termostatizadas ambas soluciones, coloque una de ellas en el calorímetro, tape y mida la temperatura. Anote su valor. A continuación, introduzca un embudo a través de la tapa del calorímetro, en el orificio preparado para tal fin. Agregue lo más rápidamente posible la segunda solución y agite suavemente. Una vez concluido el agregado se retira el embudo de la tapa; la ranura de goma se cierra disminuyendo la pérdida de calor. Mida la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Para realizar el informe suponga en los tres casos que la densidad de la solución es de 1,00 g cm-3 y que su calor específico es 1,00 cal g-1 K-1

CALCULOS, RESULTADOS Y ANÁLISIS

“La entalpia es una propiedad extensiva: su magnitud depende de la cantidad de materia presente. Es imposible determinar la entalpia de una sustancia y lo que se mide en realidad es el cambio de entalpia ∆ H. La entalpia de reacción es la diferencia entre las entalpias de los productos y las entalpias de los reactivos”[3]. A partir de esto se obtiene que el cambio o variación de entalpia es igual al calor absorbido liberado durante una reacción, si la reacción absorbe calor se dice que es endotérmica pero si esta libera calor se dice que es exotérmica. De acuerdo con la ley de Hess, al expresar una reacción como la suma de varias reacciones, el cambio de la entalpia de esa reacción será igual a la suma de los cambios de entalpia de las otras reacciones. En este caso la variación de entalpia de la pentahidratación del sulfato de cobre anhidro es igual a la suma de los ΔH de disolución del sulfato de cobreanhidro y del sulfato de cobre pentahidratado, el cual dio como resultado −1787,260 cal/mol, lo cual indica una reacción exotérmica, que también se puede apreciar en las reacciones de disolución cuando cierta cantidad de soluto se dispersado diluye en un disolvente. Cada una de las reacciones llevadas a cabo fueron exotérmicas, es decir, liberaron calor y esto se pudo evidenciar con el valor del calor de disolución del sulfato de cobre anhidro y el sulfato de cobre pentahidratado, el cual en ambos casos resultó negativo. Sin embargo en el momento de determinar el cambio de entalpia global se procedió a invertir la ecuación B (sulfato de cobre pentahidratado) por lo que esta ecuación en lugar de ser exotérmica pasa a ser de tipo endotérmica, y por tanto absorbe parte del calor liberado por la reacción A (sulfato de cobreanhidro).

CONCLUSIONES  La ley de Hess es de utilidad al momento de determinar la variación de entalpia de procesos a los cuales no se puede calcular directamente su variación, pero si se pueden dividir en varias etapas y calcular a partir de ellas su variación de entalpia.

 El calor Q absorbido en un proceso a presión constante es igual a la variación de entalpia en el sistema.

 Finalmente se logró determinar que el cambio de entalpia global de la reacción para obtener sulfato de cobre pentahidratado es un proceso exotérmico, al hacer la sumatoria de las entalpias de cada uno de los procesos llevados a cabo para llegar hasta la reacción global, se obtuvo un valor negativo el cual es prueba de lo anterior.

El signo negativo en la variación de la entalpia total del sistema de la reacción indica que la disolución puede ser un proceso exotérmico donde se libera calor.

Cuestionario 1) ¿Qué requisitos debe reunir una reacción química para poder determinar su ∆H con precisión mediante mediciones calorimétricas tales como las realizadas en el trabajo práctico?

R/ El estudio de la Calorimetría, comprende la medición de los cambios de calor, producido en los procesos físicos y químicos. El equipo que se emplea en un laboratorio para realizar estas mediciones se llama calorímetro. Recuerden que una manera de medir el calor es la temperatura. Para comprender como se puede medir la cantidad de calor analizaremos dos situaciones: Las compresas frías son bastante empleadas para aliviar dolores musculares. Ahora analicemos que ha ocurrido, desde el punto de vista termodinámico: La compresa ha estado en el congelador, por lo tanto se encuentra fría´, entre 0°C y unos 4°C. La compresa se coloca sobre la pierna del paciente, ésta debe estar a unos 36 o 37°C. Al cabo de cierto tiempo, la compresa ya no está "fría", y la pierna del paciente ya no está a la temperatura inicial. 2) ¿Cómo puede determinarse ∆H de reacciones que no cumplen con los requisitos especificados en (1)? Esto sería causa de no acatar los pasos antes mencionados adecuadamente, por tanto de la práctica no se desarrolla de forma precisa y la reacción se resuelve mal los cálculos posteriores estarán errados ya que estos puntos son primordiales para la obtención del valor propuesto por la ley de Hess para el cálculo exacto o aproximado de la entalpia.

3) Si se desea determinar el cambio de entalpía asociado a una reacción química mediante una experiencia calorimétrica, ¿es necesario conocer la constante del calorímetro empleado? Justifique. R/ Si es necesario, esto porque esta nos permite conocer la cantidad de calor qué debe ser suministrado al calorímetro y que este aumente su temperatura 1 grado celcius para luego predecir el tipo de cambio en la entalpia asociada a una reacción química además de una noción general del rendimiento para una reacción en específico.

4) Diseñe un método para determinar la constante de un calorímetro que posee una resistencia calefactora de magnitud R (ohm) por la que puede aplicarse una corriente i (Ampere) durante un tiempo t (segundos). La energía que entrega la resistencia (Joule) es i2 Rt. Química General e Inorgánica I – Trabajo Práctico Nº 4 – 1er. cuatrimestre de 2004 48

R/ Para la determinación de la constante de un calorímetro utilizamos la siguiente ecuación.

La energía del calorímetro esta expresada por la siguiente ecuación: ∆𝑼 = 𝑪𝒙∆𝑻

Y

𝒘 = 𝑰𝟐 𝑹𝒕

Tenemos que el calor para este caso es cero por ser un sistema adiabático (Q=0)

Utilizando de la primera ley de la termodinámica y reemplazando los valores de ∆𝑈 y ∆𝑊 antes dados en esta tenemos que:

∆𝑼 = ∆𝑸 + ∆𝑾 ∆𝑼 = ∆𝑾 𝐂𝐤∆𝑻 = 𝑰𝟐𝑹𝒕 Despejamos Ck 𝑰𝟐 𝑹𝒕

Ck =

∆𝑻

Teniendo los valores requeridos por la expresión anterior es posible hallar la constante del calorímetro.

5) ¿Se verá afectado el valor de la constante del calorímetro si las temperaturas se expresan en K en lugar de °C?

No se ve afectado porque la diferencia de temperatura experimentada por la reacción resulta igual independientemente de que si se expresan en escala Celsius o en kelvin.

7) En el mismo calorímetro del ejercicio anterior se neutralizan 70 cm3 de HCl 0,01 M con 30 cm3 de NaOH 0,02 M. Sabiendo que el ∆H de neutralización es -13,6 kcal por mol de agua formada, calcule la variación de temperatura producida en el calorímetro. Considere que las soluciones de ácido y base son lo suficientemente diluidas como para que en el proceso de mezclado de las mismas pueda despreciarse el calor de dilución. Suponga que la densidad y la capacidad calorífica de las soluciones son los del agua pura. R/ El problema nos dio los siguientes datos: VHCL = 70 mL CHCL = 0.01M VNa(OH) = 30mL CNa(OH) = 0.02M ∆𝑯 = -13600 Ck=30 Cp= 𝟏

𝒄𝒂𝒍 𝒎𝒐𝒍

𝒄𝒂𝒍 °𝑪 𝒄𝒂𝒍 𝒈∗°𝑪

Msol =100g (suponiendo que ambas soluciones tienen la misma densidad del agtua )

Sabemos que: ∆𝑯 + 𝑪𝒌 ∗ ∆𝑻 + 𝑴𝒔𝒐𝒍 ∗ 𝑪𝒑 ∗ ∆𝑻 = 𝟎 Despejamos ∆𝑇 y nos queda ∆𝑻 =

∆𝑯 𝑴𝒔𝒐𝒍 ∗ 𝑪𝒑 − 𝑪𝒌

𝑐𝑎𝑙 −13600 𝑚𝑜𝑙 ∆𝑇 = 𝑐𝑎𝑙 𝑐𝑎𝑙 −100g ∗ 1 𝑔 ∗ °𝐶 − 30 °𝐶

∆𝑇 = 104.6154 °C

8) Explique por qué todas las reacciones de neutralización de ácido fuerte con base fuerte tienen un valor de ∆H = -13,6 kcal mol-1. R/ el valor negativo de la variación de la entalpia (∆H) de las reacciones de neutralización en este caso, del ácido con la base, ambos fuertes, se debe a que como están sometidos a una presión constante, el calor que se libera, se transforma en la entalpia de la reacción. Como por ejemplo: Al sumar las entalpías de la reacción de neutralización del Hidrocido de Sodio (NaOH) acuoso su resultado demuestra la Ley de Hess, la cual plantea que el cambio de entalpia de una reacción es independiente de la manera en que el proceso se lleve a cabo, es decir, el cambio de entalpia será el mismo si la reacción se realiza directamente o si se realiza por etapas. Cuando conocemos los resultados, y estos tienen algún indice de error, éstos pueden aplicar a errores en el procedimiento realizado en el laboratorio, donde hubo haber una pérdida de calor en el segundo proceso y como resultado el calor liberado fue menor, ésta pérdida pudo haber sido generada ya que en el momento de la agitación una pequeña parte de la muestra se derramó fuera de la celda calorimétrica (vaso de precipitado).

BIBLIOGRAFIA

[1] H. M. Leicester and H. M.Leicester, “Germain Henri Hessand the foundations ofthermochemist,” J. Chem.Educ., vol. 28, no. 11, p. 581,Nov. 1951. [2] J. Morcillo Rubio Alhambra, 1984.

and

J.Morcillo, Temas

b sicos

[3] CHANG, R. Química, Mc Graw – Hill,7ª edición, México,

dequ mica, 2a. 2002, p 208

[4]https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Hess#:~:text=En%20termodin%C3%A1 mica%2C%20la%20ley%20de,que%20los%20cambios%20de%20entalp%C3% ADa https://www.studocu.com/co/document/universidad-del-cauca/laboratoriofisicoquimica-general/practica/practica-4-ley-de-hess/5202826/view...