UNIVERSIDAD CATOLICA DE SANTA MARIA

Facultad de ciencias físicas y formales

Escuela profesional de ingeniería de minas

TERMOQUIMICA: APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS

Monografía presentada en cumplimiento del Curso de fisicoquímica

Por

Joseph Bryam Molina Cerrón

1

Arequipa, octubre de 2015

2

DEDICATORIA

A mis padres, y personas que me ayudaron en el desarrollo de este documento así como a las fuentes de autores consultados para esta monografía.

3

ÍNDICE

Cap. Pág.

Dedicatoria…………………………………………………………………… 2

Resumen……………………………………………………………………. 4

Introducción………………………………………………………………… 5

I. Ley de hess………………………………….……………………………… 6

A. Determinación de la constante del calorímetro………………….

…………………………………………… 6

B.  determinación experimental de calores de neutralización. reacciones a presión

constante. ……………………………………………………………….. 7

II. Ejercicio……………………………………………………………………... 8

Conclusiones……………………………………………………………….. 9

Referencias bibliográficas………………………………………………… 10

4

Resumen

El objetivo del presente trabajo monográfico es sobre la Ley de Hess (que nos dice): cuando los reactivos se convierten en productos el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que el proceso se realice en uno o varios pasos.Por lo tanto el cambio de entalpía global es igual a la suma de los cambios de H individuales.La regla general al aplicar la ley de Hess es que deberían acomodar la serie de ecuaciones químicas correspondientes a la serie de reacciones o de etapas individuales de tal manera que al sumarlas se anulan todas las especies intermedios excepto los reactivos y productos que aparecen en la reacción global. Para lograrlo es necesario a menudo multiplicar una o varias de las ecuaciones químicas por los coeficientes adecuadas.

Por lo tanto el cambio de entalpía global es igual a la suma de los cambios de H individuales.

La regla general al aplicar la ley de Hess es que se deberían acomodar la serie de ecuación química correspondientes a la serie de reacciones o de etapas individuales de tal manera que al sumarlas se anulen todas las especies intermedias excepto los reactivos y productos que aparecen en la reacción global. Para lograrlo es necesario a menudo multiplicar una o varias de las ecuaciones químicas por los coeficientes adecuadas.

5

Introducción

Una analogía sencilla de la ley de Hess la siguiente, si Ud. Va del primero al sexto

piso de un edificio, en un elevador. Su ganancia de energía potencial gravitacional,

que corresponde al cambio de entalpia del proceso total; es igual si Ud. Va

directamente a ese piso, o para en cada piso durante la subida es romper la

reacción en una serie de pasos.

La ley de hess (1840) postula: el calor liberado a presión o a volumen constante en

una reacción química dad, es una constante independiente entre el número de

etapas en que se realiza el proceso químico.

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.2 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

y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Este

procedimiento se apoya en que ya han sido tabuladas 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.1 Un caso

relevante de este tipo de aplicación es el llamado ciclo de Born-Haber.

6

CAPÍTULO I

Ley de Hess

A. Determinación de la constante del calorímetro

Antes de utilizar un calorímetro es necesario conocer el valor de su constante (Ck). Se denomina constante del calorímetro a la cantidad de calor absorbida o liberada por las distintas partes del mismo (paredes internas, termómetro, tapa) cando se aumenta o se disminuye, respectivamente, su temperatura en 1 °C. Durante todas las experiencias las medidas deben realizarse con un volumen de líquido constante ya que, si este varía, cambiará la constante del calorímetro (¿por qué?). Para realizar la determinación se coloca dentro del calorímetro una masa conocida de agua (m1) y se determina su temperatura inicial (T1). Se agrega otra masa conocida de agua (m2) a una temperatura conocida (T2). Se determina la temperatura final del sistema (Tf) y se calcula la constante del calorímetro a partir de la siguiente relación (que se obtiene considerando que el calorímetro es un recipiente adiabático):

7

B.  Determinación experimental de calores de neutralización. Reacciones a

presión constante.

 Cuando se lleva a cabo una reacción de neutralización en un calorímetro

mezclando una disolución de un ácido con otra de una base, el calor liberado en la

reacción de neutralización es absorbido por el agua (que aumenta su temperatura) y

por las paredes del calorímetro. Hq (elganaquecalordecantidad calorímetro () agua el

gana que calor de cantidad) r =Δ= + r = Δ = cΔ + ΔTmcTeqHq 2.1.‐ Reacción de

neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte ‐ Medir 50 mL de una

disolución de hidróxido de sodio 3M y anotar su temperatura. ‐ Medir 50 mL de una

disolución de ácido clorhídrico 3M y anotar su temperatura. ‐ Añadir,

simultáneamente, ambas disoluciones al calorímetro. ‐ Cerrar el calorímetro, agitar

suavemente y anotar la temperatura a intervalos de 1 minuto, durante cinco minutos,

manteniendo la agitación todo el tiempo. ‐ Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el

tramo recto, a tiempo cero para determinar To.   ‐ Suponiendo que la densidad de la

mezcla de reacción es aproximadamente 1 g/cm3 y que su calor específico se

aproxima a 1 cal/g∙K, calcular el calor de neutralización (en KJ/mol) para la reacción

de neutralización efectuada: NaOH(ac)  +  HCl(ac)  →  Na+ (ac) + Clˉ(ac)  +  H2O(l) 

ó OHˉ(ac) + H+ (ac) →  H2O(l)

‐ Reacción de neutralización de un ácido débil por una base fuerte. Repetir el

proceso del apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de hidróxido de

sodio 3M y 50 mL de una disolución de ácido acético 3M.   Realizar la gráfica T/t y 8

extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To. Calcular la entalpía de

neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada.

NaOH(ac)  +  CH3COOH(ac)  →  CH3COOˉ(ac) +  Na+ (ac)  +  H2O(l)

Reacción de neutralización de un ácido fuerte  por una base débil. Repetir el

proceso del apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de ácido

clorhídrico 3M y 50 mL de una disolución de amoniaco 3M.   Realizar la gráfica T/t y

extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To. Calcular la entalpía de

neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada. NH3 (ac)  +  HCl (ac)  →  NH4

+ (ac)  +  Clˉ (ac)

Ejercicio

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL CALOR DE DISOLUCIÓN DEL CLORURO DE AMONIO.

‐ En una balanza de precisión pesar entre 10 y 11 gramos de NH4Cl sólido, y anotar la masa de la

muestra. ‐ Medir 50 mL de agua destilada, anotar su temperatura y añadirlos al calorímetro.

‐ Añadir el NH4Cl sólido al calorímetro. Agitar vigorosamente y anotar la temperatura a intervalos de

1 minuto. Comprobar que todo el sólido se ha disuelto antes de realizar la primera medida de

temperatura. ‐ Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar To.

‐ Calcular el calor de disolución en KJ/mol, NH4Cl(s) + H2O (l) → NH4 + (ac) + Cl¯ (ac) 4.‐

APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS PARA CALCULAR ΔH PARA LA REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL

CLORURO DE AMONIO

NH4Cl(s) → NH3 (g) + HCl (g) Datos necesarios:

A1: Valor experimental de ΔH determinado para: NH3 (ac) + HCl (ac) → NH4 + (ac) + Cl¯

(ac) (apartado 2.3)

A2: Valor experimental de ΔH determinado para: NH4Cl(s) + H2O (l) → NH4 + (ac) + Cl¯

(ac) (apartado 3)

A3: ΔH3 = 34.640 J/mol, para:‐ NH3 (g) + H2O (l) → NH3 (ac)

A4: ΔH4 = 75.140 J/mol, para:‐ HCl (g) + H2O (l) → HCl (ac)

9

Conclusiones

Una conclusión muy importante en esta monografía es haber aprendido mucho sobre

la ley de hess, como es su aplicación, y comprobar con la teoría y practica si se

cumple con el objetivo de la ley de Hess.

la ley de hess es muy importante para determinar la capacidad calorífica del

calorímetro es decir para saber cuánto es el calor que absorbe el ambiente del

sistema como verán al sistema en esta práctica se le llama a las reacciones químicas

y el ambiente o entorno en este caso lo consta el calorímetro y el agua que está en

su alrededores. así sabremos cuanto calor libera una reacción química determinada

que se representa como ∆t.

10

Referencias bibliográficas

 Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2ª edición). Alhambra Universidad. p. 196-199. ISBN 9788420507828.

Volver arriba↑ Alternativamente, se puede descomponer la reacción que se está estudiando

en otras más elementales, conocidas, por ejemplo partiendo de la formación a partir de sus elementos de todos los reactivos y productos.

http://www.eii.uva.es/~organica/practicas_15/P1-Termoquimica.pdf http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/143-calculo-del-calor-de-reaccion-

ley-de-hess.html (2012, 11). Ley De Hess. ClubEnsayos.com. Recuperado 11, 2012, de

https://www.clubensayos.com/Ciencia/Ley-De-Hess/422927.html

http://www.elergonomista.com/quimica/hess.html

11