Aplicacin de la ley de Hess en el estudio de en procesos qumicos

Flores Huaman Luis*, Santa Cruz Modesto JessFacultad de Ciencias, Universidad Nacional de Ingeniera, Av. Tpac Amaru 210, Rmac, Lima-Per.

Resumen

En este trabajo se determin y compar la variacin de entalpa de tres procesos: la disolucin de hidrxido de sodio (H2); neutralizacin del hidrxido de sodio acuoso con el cido clorhdrico (H3) y neutralizacin de hidrxido sodio slido con cido clorhdrico (H1) mediante el uso de un calormetro (vaso de caf), con la finalidad de verificar la Ley de Hess.

Palabras clave: entalpa, disolucin, neutralizacin, calormetro.1. Introduccin[footnoteRef:1] [1: * Datos de autor. Correo electrnico: luis021197@gmail.comTelfono mvil: +51 997731899]

La entalpa es una funcin de estado, el cambio de entalpa, H, asociado con cualquier proceso qumico solo depende de la cantidad de materia que experimenta un cambio, y la naturaleza del estado inicial de los reactivos y final de los productos. Partiendo de este concepto, la Ley de Hess establece que si una reaccin se realiza en varias etapas, el H de la reaccin completa ser igual a la suma de los cambios de entalpa de las etapas individuales.[1]En este artculo se estudia la reaccin entre hidrxido de sodio y cido clorhdrico en diferentes etapas segn (Fig. 1), mediante un calormetro (vaso de caf) con la finalidad de verificar la Ley de Hess.

Fig. 1. Reaccin de NaOH(s) y HCl (ac) en diferentes etapas.

2. Parte Experimental2.1. Determinacin del calor de disolucin (H2)Se coloc 100 ml de agua destilada en el calormetro (de 3.77g), pesamos (101,31g), agitamos suavemente y tomamos la temperatura cada 30 segundos durante 5 minutos. Se agreg rpidamente 3,98g de NaOH(s), agitamos y medimos la temperatura cada 30 segundos. Lavamos perfectamente el calormetro.2.2. Determinacin de calor de neutralizacin (H3)Se coloc 50 ml de NaOH (ac) 2,0M en el calormetro, pesamos (55,59g) y tomamos la temperatura cada 30 segundos durante 5 minutos. Se agreg 50 ml de HCl(ac) 2,0M, previamente pesado (50,41g), a la misma temperatura. Agitamos y medimos la temperatura cada 30 segundos hasta una temperatura constante.

2.3. Determinacin de calor de disolucin ms la neutralizacin (H1) Se verti100 ml de HCl (ac) 1,0M en el calormetro, con un peso de 106,41g, agitamos y tomamos la temperatura cada 30 segundos por 5 minutos. Se agreg 3,99g de NaOH(s), agitamos y medimos la temperatura cada 30 segundos hasta un valor constante.

3. Resultados y Discusiones

3.1. Entalpas experimentales H1, H2, H3

Aplicando conceptos de calorimetra, es decir, el calor total de una reaccin en un sistema aislado es 0:H + qcalormetro + qsolucin = 0Y las temperaturas correspondientes para cada experimento, obtuvimos las entalpas de reaccin de cada etapa. En las 3 etapas se considera 4,18 JC/g el calor especfico de la solucin y la capacidad calorfica del calormetro es 2,48 J/C.

La disolucin representativa para H2:NaOH(s) + H2O(l) NaOH(ac)Las temperaturas T1 y T2 se obtienen de la Fig.2. Finalmente H2 es -2,87 kJ en 0,098 mol de solucinLa entalpia molar Hm,2 es -29,3kJ/molSe observa un valor negativo puesto que la reaccin es exotrmica, liberando calor. Cabe resaltar que se observ un desperdicio en fusin de NaOH(s) antes de verter el contenido en el calormetro.

Fig. 2 Grfica Temperatura vs Tiempo para H2 segn la Tabla 1

TiempoTemperatura TiempoTemperatura

022,6727,7

0,522,77,529,3

122,7829,2

1,522,78,529,4

222,7929,3

2,522,79,529,7

322,81029,4

3,522,810,529,6

422,91129,8

4,522,911,529,9

522,91229,9

5,523,412,529,9

625,71329,9

6,527,813,529,9

Tabla 1La reaccin representativa para H3:NaOH (ac) + HCl(ac) NaCl(ac)Las temperaturas T1 y T2 se obtienen de la Fig.3.Finalmente H3 es -5,93 kJ en 0,1 mol de NaCl(ac)La entalpia molar Hm,3 es -59,3 kJ/mol.

Fig. 3 Grfica Temperatura vs Tiempo para H3 segn la Tabla 2TiempoTemperatura TiempoTemperatura

023,1523,2

0,523,15,536,8

123,1637

1,523,16,536,7

223,2736,6

2,523,27,536,4

323,2836,3

3,523,28,536,1

423,2936,2

4,523,29,536,1

Tabla 2

La reaccin representativa para H1:NaOH (s) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2OLas temperaturas T1 y T2 se obtienen de la Fig.4.Finalmente H1 es -9,98 kJ en 0,1 mol de solucinLa entalpia molar Hm,3 es 99,8/mol kJ.

Fig. 4 Grfica Temperatura vs Tiempo para H1 segn la Tabla 3TiempoTemperaturaTiempoTemperatura

024,7628,8

0,524,76,530,8

124,7739

1,524,77,546,7

224,7846,8

2,524,88,546,6

324,8946,3

3,524,89,546

424,81046

4,524,810,545,4

524,81145

5,529,511,544,7

Tabla 3

3.1. Entalpa terica y experimental

La entalpa de disolucin molar terica de NaOH(s) a condiciones estndar es -44,51 kJ/mol. [2]La entalpia de reaccin terica (Hrxn) se obtiene a partir de las entalpias de formacin de los reactivos y reactantes: Hrxn = nHf productos mHf reactivos , n y m son nmero de moles.Calores de formacin tericos:Hf NaOH(s) = -422 kJ/molHf NaOH (ac) = -469,1 kJ/molHf HCl (ac) = -167,3 kJ/molHf NaCl (ac) = -406,7 kJ/molHf H2O (l) = -285,8 kJ/mol.[2]Obtenemos Hm-1 terico -103,2 kJ/mol y Hm-3 terico -56,1 kJ/mol.

Porcentaje de error para las entalpias:% Hm-1= 4,0%% Hm-2= 34,1%% Hm-3= 5,7%Se observa un porcentaje de error para la entalpa molar de 3 relativamente mayor que la entalpa molar 1 y 2, debido a que no se us todo el NaOH(s) producto de un desperdicio producto de su fusin a estado lquido antes de verter el contenido en el calormetro. En general los resultados obtenidos son satisfactorios, varan debido a un desperdicio de calor hacia el medio externo porque el sistema aislado es hipottico y las reacciones con presencia de sodio tienden a ser muy exotrmicas.[3]En relacin a las entalpas molares experimentales comparando Hm-1(-99,8kJ/mol) con Hm-2 + Hm-3 (-88,6kJ/mol) presenta un error de 11,2%, el error es bajo considerando el desperdicio de NaOH(s), en las 3 etapas se trabaja con la misma cantidad de solucin, el nmero de moles es relativamente constante; este resultado se acerca a lo establecido por la ley de Hess.

4. ConclusionesLos resultados obtenidos con el calormetro (vaso de caf) son satisfactorios, generando una alternativa excelente en procesos de mediciones termoqumicas.Se determin la entalpa de reaccin y disolucin en las 3 etapas y su relacin cuantitativa entre ellas presentando un porcentaje de error de 11,2%, verificando la Ley de Hess.

Referencias

[1] Brown T., LeMay Jr., Bursten B.,Qumica. La ciencia central. Editorial Prentice Hall Hispanoamericana SA. 1998. Sptima edicin[2] CRC Handbook of Chemistry and Physics,65a Ed.[3] Whitten K. Gailey R. y Davis R.Qumica General. Editorial Mc Graw Hill. Mxico. 1992. Segunda edicin