Practica 7. Aplicación de la ley de Hess PDF

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Propósito de la práctica

• Aplicar la calorimetría para determinar el cambio de entalpia (∆H) involucrado en las reacciones químicas.
• Determinar el calor estándar de formación (∆Hfo) del MgO mediante la aplicación de la ley de Hess.

Se puede decir que el calor de la...

Description

Química inorgánica PRACTICA 7 – LEY DE HESS Yadira Quiñones Gutiérrez GRUPO 311

LCA Licenciado en Ciencias de los Alimentos

Barbosa Franco María Montserrat - 1965622

PRÁCTICA No. 7 APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS Elementos de competencia 

Categorizar los compuestos inorgánicos y su nomenclatura de acuerdo a las reglas de la IUPAC para clasificar las especies químicas participantes en una reacción.



Identificar las reacciones en base a sus fundamentos químicos para su aplicación en las ecuaciones y su relación con la ley de la conservación de la materia

Propósito de la práctica 

Aplicar la calorimetría para determinar el cambio de entalpia (∆H) involucrado en las reacciones químicas.



Determinar el calor estándar de formación (∆Hfo) del MgO mediante la aplicación de la ley de Hess.

Introducción La energía involucrada en las reacciones químicas permite que un organismo pueda realizar trabajo; incluso la fabricación de los productos de uso cotidiano requiere energía. Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, por lo general en forma de calor. En química, la rama encargada del estudio del calor involucrado en una reacción, es la termoquímica. La ley de Hess es muy importante y utilizada en la termoquímica., establece: Si una reacción química se realiza directamente o a través de diferentes reacciones intermedias a presión y volumen constante, el calor de la reacción directa es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones intermedias. Por ejemplo: El grafito (una forma de carbono) reacciona con el oxígeno gaseoso con producción de dióxido de carbono. La reacción de combustión completa es la siguiente:

C(grafito

+

O2

)

C O 2

∆H =

393.5

k J

Pero se puede realizar en dos etapas C(grafito

+

2

)

CO

1

+

1

2

O2

O2

CO

CO2

∆H =

110.5

kJ

∆H = ∆H =

283.0 393.5

kJ kJ

En ambos casos reacciona un mol de carbono en forma de grafito y un mol de oxígeno gaseoso; y se obtiene un mol de dióxido de carbono. La variación de entalpía en la reacción directa es igual a la suma de las entalpías de las dos reacciones parciales. La ley Hess permite calcular el calor estándar de formación (∆Hfo) de un compuesto, para el cual, no es posible medirlo directamente a partir de la reacción de sus elementos constituyentes, debido a que son reacciones que no pueden efectuarse en un solo paso dentro de un laboratorio ya sea por el hecho de ser reacciones muy violentas, por la emisión de radiación o por la generación de productos secundarios. La entalpia involucrada (∆H) en las reacciones químicas puede medirse con ayuda de un calorímetro a presión constante, el cual consiste de un recipiente térmicamente aislado, un termómetro y un agitador. La reacción se efectúa dentro del recipiente, el cambio de energía asociado, elevara o disminuirá la temperatura de la mezcla de reacción en el medio y ésta será medida por el termómetro. En esta experiencia determinaremos el calor estándar de formación (∆H fo) del MgO con la aplicación de la ley de Hess, es decir, se consideraran 3 reacciones parciales de las cuales dos se realizarán en el laboratorio y se determinara la variación de entalpía (∆H), la tercera reacción será considerada según aparece en

la literatura.

Material de laboratorio Calorímetro Barra magnética

2 vasos de poliestireno chicos Base magnética

Pipeta graduada de 10 mL

Propipeta

Termómetro (-20 a 150 ºC)

0.1 gr de Magnesio en virutas

0.5 gr de Óxido de magnesio en polvo

Solución acuosa de HCl 1 M.

Procedimiento I.- Determinación del cambio de entalpía (∆H) para la reacción:

Mg(s) + 2 HCl(ac)

MgCl2(ac) + H2(g)

1. Introducir el vaso pequeño de poliestireno en el orificio central del calorímetro. 2. Depositar una barra magnética en el interior del vaso. 3. Llevar el calorímetro a la superficie de una base magnética. 4. Con una pipeta graduada agregar 10 mL de solución acuosa de HCl 1M al recipiente. 5. Introducir un termómetro en la solución y registrar la temperatura, será considerada la temperatura inicial de la reacción (Ti). 6. Retirar el termómetro y encender la base magnética a una velocidad moderada. 7. Añadir 0.1 gramos de Magnesio en virutas e inmediatamente colocar la tapa del calorímetro e introducir el termómetro por el orificio de la tapa. 8. Observar el incremento de temperatura que sufre la mezcla de reacción y registrar el valor máximo observado, será considerada como la temperatura final de la reacción (Tf). 9. Determine la entalpía de la reacción.

II.- Determinación del cambio de entalpía (∆H) para la reacción:

MgO(s) + 2 HCl(ac)

MgCl2(ac) + H2O(l)

1. Introducir el vaso pequeño de poliestireno en el orificio central del calorímetro 2. Depositar una barra magnética dentro del vaso. 3. Colocar el calorímetro sobre la superficie de una base magnética. 4. Con una pipeta graduada agregar 10 mL de solución acuosa de HCl 1M al vaso. 5. Introducir un termómetro en la solución y registrar la temperatura, será la considerada temperatura inicial de la reacción (Ti). 6. Retirar el termómetro y encender la base magnética a una velocidad moderada. 7. Adicionar 0.5 gramos de Oxido de magnesio en polvo e inmediatamente colocar la tapa del calorímetro e introducir el termómetro por el orificio de la tapa. 8. Observar el incremento de temperatura que sufre la mezcla de reacción y registrar el valor máximo observado, será considerada como la temperatura final de la reacción (Tf). 9. Determine la entalpía de la reacción.

Análisis de resultados I.- Determinación del cambio de entalpía para la reacción: Mg(s) + 2 HCl(ac)

MgCl2(ac) + H2(g)

a) Registre en la tabla los valores de temperatura observados durante el desarrollo de la reacción y calcule el cambio de temperatura (T)

Temperatura inicial =25 Temperatura final =38 (T)= -13

T = Ti − Tf ºC

b) Calcule el calor producido durante la reacción (Qp) Masa de la mezcla de Reacción (m) = 1.0296 g

Qp = (� )(��)(T)

Calor especifico del agua (Cp) 4.184 J/ g oC (Qp)=

-56.00 J

Calcule el cambio de entalpía (H) para la reacción. Masa del Magnesio (masaMg) =0.1 g

H =

Masa molar del Mg (mmMg)

(�� )(mmolarMg )(1 ��) (masa Mg )(1000 � )

= 24.31 gr/mol (H)= -13.6136 KJ

II.- Determinación del cambio de entalpía (∆H) para la reacción: MgO(s) + 2 HCl(ac)

MgCl2(ac) + H2O(l)

a) Registre en la tabla los valores de temperatura observados durante el desarrollo de la reacción y calcule el cambio de temperatura (T) Temperatura inicial =25 Temperatura final =28 (T) =

T = Ti − Tf -3ºC

b) Calcule el calor producido durante la reacción (Qp) Masa de la mezcla de Reacción (m) = 1.4296 g

Qp = (�)(�� )(T)

Calor especifico del agua (Cp) 4.184 J/ g oC (Qp)= 17.94 43392 J

c) Calcule el cambio de entalpía (H) para la reacción. Masa del Magnesio (masaMgO) = 0.5 g Masa molar del Mg (mmMgO)

H =

(��)(mmolar MgO) (1 ��) (masa MgO )(1000 � )

= 40.31 gr/mol (H)=

-1.44 KJ

III.- Determinación del calor estándar de formación (∆Hfo) del MgO aplicando la Ley de Hess.

Manipule algebraicamente las reacciones necesarias para estimar el Hf0 para el MgO aplicando la Ley de Hess. 1.-

MgCl2(ac) + H2(g)

Mg (S) + 2HCl(ac)

H -13.6136 kJ/mol

2.-

3.-

Rx

MgO (S) + 2HCl(ac)

MgCl2(ac) + H2O(l)

H2 (g) + 0.5 O2 (g)

H2O(l)

Mg(s) + 0.5 O2 (g)

MgO(S)

total

H -1.44 kJ/mol Hf0 -285.83 kJ/mol

Hf

0

-300.8836

Consulte en la literatura el valor de Hf0 para el MgO, Discuta los resultados.

Hf0 determinado experimentalmente

Hf0 registrado en la literatura

-300.8836

-601.8 KJ/mol

Determinado a:

25oC

Determinado a:

25oC

Cuestionario

1.- ¿Explique el concepto de entalpia y como se simboliza? Indica el calor absorbido o liberado a una presión constante, es conocido también por sistema termodinámico y su símbolo es ∆H

2.- Cuándo ocurre una reacción con liberación de energía, ¿Qué valor tiene el cambio de entalpía? Explique por qué La variación de entalpía que acompaña a la descomposición de un compuesto es numéricamente igual, pero de signo contrario, a su calor de formación. La variación de entalpía depende de los estados inicial y final 3.- Esquematice un calorímetro, señale sus partes y explique su funcionamiento. Sirve para determinar el calor específico de un cuerpo así como para medir las cantidades de calor que liberan o absorben los cuerpos. Se coloca una fuente de calor en el calorímetro, se agita el agua hasta lograr el equilibrio, y el aumento de temperatura se comprueba con el termómetro.

Discusión Podemos decir que la ley de Hess desde el punto de vista práctico la reacción se puede escribir como una combinación lineal entre otras, su variación de entalpía es la misma combinación lineal de las variaciones de entalpía.

A través de la construcción sencilla de un calorímetro con dos vasos desechables de poliestireno se obtiene temporalmente un sistema aislado, en el cual no hay transferencia de calor y materia entre el sistema y los alrededores; además, es posible realizar la calibración del calorímetro y emplearlo para las prácticas de laboratorio como en la

determinación del calor latente de fusión del hielo. La calorimetría es la medición de los cambios de calor de los procesos químicos y físicos que se miden con un dispositivo llamado calorímetro. Para la calibración de un calorímetro es necesario conocer la capacidad calorífica y la masa del mismo, que fácilmente se pueden determinar como se explica en el procedimiento 2.1 del presente artículo. Con los datos

obtenidos, se determina el calor latente de fusión del hielo explicado en el procedimiento 2.2, donde el calor latente se define como la cantidad de calor necesaria para cambiar el estado de un cuerpo, dividida por la masa del cuerpo. (Pérez J., 2019) y su equipo de laboratorio realizaron la verificación de la ley de Hess a través de la construcción sencilla de un calorímetro con dos vasos desechables de poliestireno donde se obtiene temporalmente un sistema aislado, en el cual no hay transferencia de calor y materia entre el sistema y los alrededores; además, es posible realizar la calibración del calorímetro y emplearlo para las prácticas de laboratorio como en la determinación del calor latente de fusión del hielo. Para la calibración de un calorímetro es necesario conocer la capacidad calorífica y la masa de este, que fácilmente se pueden determinar. Con los datos obtenidos, se determinó el calor latente de fusión del hielo, donde el calor latente se define como la cantidad de calor necesaria para cambiar el estado de un cuerpo, dividida por la masa del cuerpo. Concluyeron que durante la práctica, es posible determinar el calor latente de fusión del hielo empleando materiales de fácil acceso para construir un calorímetro, por lo que es importante, previamente calibrar el calorímetro para

obtener los mejores resultados posibles, de tal manera que se pueda simular un sistema adiabático y permita la realización de la práctica. La capacidad calorífica del calorímetro construido fue de 6.24 J/g°C por lo que el valor podría no ser el correcto, debido al porcentaje de error calculado para el calor latente del hielo de un 13.14%. Donde el valor real es (334.9 J/g) y el valor estimado (290.9) hay una diferencia de 44 J/g°C. (Ortiz A., 2019) Realizó una práctica en la que hizo diferentes procedimientos relacionados a la entalpia de reacción y del tal manera buscar la determinación del calor a partir de una base fuerte y el disolvente universal (NaOH (S) y H2O), se buscó la determinación de la entalpía de neutralización a partir de un ácido fuerte y una base fuerte (HCl y NaOH(S)), se determinó nuevamente la entalpía la neutralización pero en este caso se utilizó un ácido débil y una base fuerte (CH3COOH y NaOH(S)) y por último se determinó la entalpía de la reacción utilizando la ley de Hess por medio del NaOH(ac) y el HCl. Elaboró para cada una de las reacciones una gráfica Temperatura vs Tiempo y ajuste a una línea recta para determinar la temperatura de disolución a T0 (máxima temperatura de mezcla) en el instante de la mezcla (t=0), extrapolando a tiempo cero. Calculó el calor liberado en las diferentes disoluciones (en calorías) a partir del valor de T0 determinado gráficamente para esta reacción. Calculó el ΔH en Kcal/mol y Kj/mol para la reacción de las disoluciones. Repitió y realizó otros procedimientos para la entalpía de otras reacciones. (Mesa C., 2017) y su equipo realizaron una práctica en la que 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 y se obtuvo un valor de -1787,260 cal/mol. Ha sido tomado en cuenta el calor absorbido por el calorímetro, el cuál fue hallado en la práctica anterior.

Conclusiones Se puede decir que el calor de la 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 de las reacciones químicas de los comienzos de la termodinámica.

Literatura consultada Pérez J., Gómez B., Aicardi N., Paternina F. (2019). Práctica de laboratorio Ley de Hess. 28/10/2020, de StuDocu Sitio web: https://www.studocu.com/co/document/universidad-delatlantico/fisicoquimica/practicas/practica-de-laboratorio-ley-de-hess/7420044/view Ortiz A. (2019). CAMBIO DE ENTALPIA, COMPROBACIÓN DE LA LEY DE HESS. 28/10/2020, de StuDocu Sitio web: https://www.studocu.com/co/document/universidad-delatlantico/fisicoquimica/practicas/ley-de-hess-en-este-documento-encontrara-lainformaciom-necesaria-sobre-la-practica-realizada/6034945/view Mesa C, Rosero V, Camayo D.. (2017). PRACTICA 4: LEY DE HESS. 28/10/2020, de StuDocu Sitio web: https://www.studocu.com/co/document/universidad-delcauca/laboratorio-fisicoquimica-general/practicas/practica-4-ley-dehess/5202826/view RÚBRIC A Aspecto

Resultados

Excelent e La información de todos los procesos y hechos están claramente

Suficien te La información de los hechos son precisos para la mayoría de los eventos reportados

Deficien te La información es incorrecta o nula para los eventos reportados

Cuestionar io

Discusión

señalados 30 a 20 Responde al 100% de los planteamient os correctament e 20 a 15 Proporcionó la información detallada, claramente basada en los datos

19 a 10

9a0

Responde del 9070% de los planteamient os correctament e 14 a 8

Responde el 50% o menos de los planteamient os correctament e

La información es algo detallada o tiene lo mínimo de referencias

La información suministrada no guarda relación con el tema o carece

7a0

de referencias

y relacionada

Conclusió n

a investigaciones previa (referencias) 30 a 20 La información está completa, cubre todas las competencias

19 a 10

9a0

La información es suficiente y se cumplen parcialmente las competencias

La información es incompleta y no cumple con las competencias

10 a 7 Literatur a consulta da

Se utilizaron mínimo 3 referencias

6a4

3a0

Se utilizaron 2 referencias con estilo APA

Las referencias no son las adecuadas y no presentan estilo APA

6a4

3a0

con estilo APA 10 a 7

Referencias 1. Buerns, R. (2003). Fundamentos de Química. México: Prentice-Hall Iberoamericana S.A. 2. Chang, R. (2010). Química. México: McGraw-Hill. 3. Gutierrez, E. (1984). Química. España: Reverté S.A.

Glosario Calor específico: Cantidad de energía térmica que se requiere para elevar un grado Celsius a la temperatura de un gramo de sustancia. Calorímetro: Es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos. Entalpía de formación: Cambio de calor que se produce cuando se forma un compuesto a partir de sus elementos en estado estándar. Entalpía de reacción: Cambio de entalpía que acompaña a una reacción que se lleva a cabo en condiciones estándar....