Experimento De La Ley De Hess

Kimberly Pérez Martín, Yaiza Nerea Gutiérrez Expósito y Helena García Díaz.
OBJETIVO

Vamos a realizar la comprobación experimental de la ley de Hess. Para ello buscamos un proceso que se pueda realizar tanto en uno como en varios pasos para comprobar la variación de entalpia del proceso en un paso como en el proceso alternativo en varios pasos, la cual debe seguir siendo la misma.INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Germain Henri Hess (8 de agosto de 1802 - 30 de noviembre de 1850) fue un químico y médico suizo que formuló la Ley de Hess, uno de los primeros principios de la termoquímica. Hess estudió en la Universidad de Tartu graduándose como médico, pero poco tiempo más tarde se dedicó completamente a la química, llegando a ser profesor del Instituto tecnológico. Sus primerasinvestigaciones versaron sobre la oxidación de los azúcares. En 1834 publicó un libro de química que durante muchos años fue un texto de obligada referencia en Rusia. En 1840 enunció la «ley de Hess», que establece que en una reacción química la cantidad de calor producido es constante e independiente del número de etapas de reacción que tengan lugar, esta se puede realizar bien directamente o bien a través deuna serie de pasos intermedios, ley que de hecho se podría considerar como un caso especial del principio general de la conservación de la energía.
La ley de la conservación de la energía establece que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma, es decir que su valor cambia mientras que energíacalorífica aumenta calefactor.
La ley enunciada anteriormente constituye en parte el primer principio de la termodinámica, la cual establece que, cuando un sistema evoluciona de un estado inicial a otro final, la variación que experimenta su energía su energía interna coincide con la suma del calor y el trabajo que intercambia con el entorno en esa transformación.
∆U=Q+W
La energía interna de unelemento es la suma de las energías de todas las partículas que lo forman. Se representa con la letra U y en el sistema internacional se mide en Julios. Es una función de estado, ya que su valor depende solo del estado en el que se encuentre el sistema.

CALCULOS PREVIOS

m=2g KOHx (85g puros KOH)/(100g KOH)=1´7g KOH puros

50ml HCLx (〖10〗^(-3) l)/(1 ml) x (0´5moles HCL)/1l x (36´5g HCL)/(1mol HCL)=0´9125g HCL puro

50ml KOHx (〖10〗^(-3) l)/(1 ml) x (0´5moles KOH)/1l x (56´1g KOH)/(1 mol KOH)=1´4025g KOH puro


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Con las disoluciones previamente preparadas cogemos 50 ml de HCl lo vertemos en el calorímetro y anotamos su temperatura (25,4ºC), seguidamente añadimos 50 ml de KOH y con el calorímetro cerrado anotamos su temperatura cuando se produce lasiguiente reacción:
HCl(aq)+ KOH(aq) KCl(aq)+ H2O
Y obtenemos que la temperatura es de 27,8ºC.







2. En la segunda reacción a preparar utilizaremos 50 ml de Agua (no 100 ml como aparece en el dibujo), la cual vertemos en el calorímetro para medir su temperatura y obtenemos que es de 24,9ºC y a este Agua le añadimos 2 gramos de KOH (lentejas) y tras agitar hasta que el soluto sehaya disuelto por completo anotamos la temperatura de la reacción, que es de 27,6ºC.











3. En el tercer proceso utilizaremos 50 ml (no 100 ml como aparece en el esquema), de HCl, cuya temperatura es de 24,5ºC que los haremos reaccionar con 2 gramos de KOH al introducirlos en el calorímetro y mientras se produce la reacción con el termómetro vamos midiendo la temperatura hasta quese produce la reacción por completo y obtenemos que la temperatura es de 27,6ºC.




RESULTADO Y ANÁLISIS

NOTA: Utilizaremos como calor específico el del agua, ya que desconocemos el del resto de las sustancias y en el libro no aparecen.

1ª REACCIÓN:

KOH (aq) + HCl (aq)  KCl (aq) + H2O (aq)

T0 HCl = 25´4 ºC
T0 KOH = 25´4 ºC
Tfinal = 27´8 ºC
mtotal = 2´315 g

Calculamos...