Ley De Hess

LABORATORIO DE FÍSICA Y QUÍMICA. 1º BACHILLERATO. PRACTICA Nº 3: COMPROBACIÓN DE LA LEY DE HESS.
Colegio Santa María del Pilar

Nombre y Apellidos: …………………………………………………………………………… 1º Bach … La Termodinámica Química es la parte de la Química que estudia las transformaciones energéticas que se producen en las reacciones. El primer principio de la Termodinámica válido excepto en reaccionesnucleares nos dice que la energía ni se crea ni se destruye pero puede fluir de un cuerpo a otro en forma de calor o trabajo. Cuando una reacción desprende calor se denomina exotérmica y cuando lo absorbe endotérmica. La ley de Hess que en esta práctica vamos a tratar de comprobar, nos permite calcular algunos de esos calores de reacción, si hemos medido experimentalmente algunos otros relacionados con elque buscamos. Para medir calores de reacción, se suelen llevar a cabo las reacciones en calorímetros, recipientes que puede cerrar bien y con paredes aislantes (para que no haya fugas de calor), de modo que nos permite medir el calor absorbido o emitido en una reacción química o en un proceso en general.

OBJETIVO Vamos a aprender a calcular el calor desprendido en algunas reacciones químicasmidiendo la variación de temperatura producida en las mismas. Una vez determinados los calores de tres reacciones químicas (una de las cuales engloba a las otras dos) comprobaremos si se cumple la ley de Hess.

MATERIAL Balanza, termómetro, pinzas, dos vasos de precipitados de 250 cm , un vaso de 500 ml, cubeta, probeta de 3 100 cm , dos vidrios de reloj, espátula, hidróxido de sodio, ácidoclorhídrico, agua destilada, papel de filtro.
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INTRODUCCIÓN TEÓRICA La ley de Hess dice lo siguiente: “Cuando una reacción puede expresarse como suma algebraica de otras dos o más reacciones, el calor de la reacción global es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales”. Vamos a calcular el calor desprendido en tres reacciones, una de las cuales es suma algebraica de lasotras dos. Para ello mediremos la variación de temperatura producida tras llevar a cabo cada una de las tres reacciones. En estos ensayos vamos a considerar que el calor de las reacciones se invierte en aumentar la temperatura de la disolución y la del vaso, no teniéndose en cuenta las perdidas al exterior. Trataremos de tenerlo tapado lo máximo posible. No vamos a usar los calorímetos (solo sutapa) porque en general están hechos de aluminio y al emplear clorhídrico que reacciona con él, estamos no solo atacando a las paredes del calorímetro, sino impidiendo que parte del HCl reaccione con el NaOH de la reacción que queremos llevar a cabo. Para calcular el calor de cada reacción aplicamos la ecuación: Q=mceΔt donde: Q es el calor absorbido por las sustancias existentes tras haberseproducido la reacción, el mismo por tanto que se haya desprendido en la misma m es la masa de cada una de las sustancias que han absorbido dicho calor Δt es la variación de temperatura producida. ce es el calor específico de cada sustancia, el calor necesario para que un gramo de esa sustancia aumente un grado su temperatura -1 -1 -1 ce (H2O) = 1 calg C ; 4180 J·kg ·K Necesitamos el calor específicode la disolución de NaOH preparada en la reacción primera, y el de la disolución de NaCl obtenida en la tercera. La bibliografía proporciona datos del calor específico de estas

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mezclas, pero cuando la fracción molar (nº moles agua / nº moles soluto) supera el valor de 100, el calor específico de las disoluciones pasa a ser el del agua. Como en nuestro caso ambas disoluciones superaneste valor, es correcto emplear el calor específico del agua como el de la disolución. Necesitaremos también el calor específico del vidrio Pirex que es 840 J/kg·K o bien 0,2 cal/g·ºC

PARTE EXPERIMENTAL 1) Deposita 200 cm de agua en uno de los vasos de precipitados. Utiliza para ello la probeta. Mide la temperatura a la que se encuentra el agua, teniendo cuidado de dejar que se estabilice el...