Entalpia Y Ley De Hess

Resumen

La práctica de laboratorio consistió en la cuantificación de la entalpia de neutralización del NaOH (hidróxido de sodio) con HCl (ácido clorhídrico), por medio de la calorimetría. El proceso se realizó en dos diferentes etapas con el fin de luego hacer un análisis de la ley de Hess y demostrar que la suma de las entalpias de las etapas es igual a la entalpia del proceso final. En primer lugar se determinó la entalpia de disolución del NaOH, posteriormente se obtuvo la entalpia de neutralización de la misma sustancia adicionando HCl y por último se hizo el mismo proceso pero en un solo paso, en este caso con en NaOH en estado sólido. De esta manera se obtuvo que la entalpia de disolución obtenida es de 31,4 KJ/mol, la entalpia de neutralización fue de 66,4 KJ/mol y por último la entalpia total debió ser de 83,7 KJ/mol.

Palabras clave: Neutralización, entalpia, calorimetría, disolución, temperatura.

Tablas de datos:

Tabla 1. Determinación entalpia de disolución.

Reacción Masa de H2O (g) Masa de NaOH adicionado (g)

NaOH_((s))→Na_((ac) )+OH 51,1784 2,0135

Tabla 2. Determinación entalpia de neutralización 1

Reacción Masa solución NaOH(ac) (g) Masa de HCl adicionado (g)

NaOH_((ac))+HCl_((ac))→NaCl_((ac))+H_2 O_((l)) 53,1919 50,4268

Tabla 3. Determinación entalpia de neutralización 2

Reacción Masa NaOH(sólido) (g) Masa HCl (g)

NaOH_((s))+HCl_((ac))→NaCl_((ac))+H_2 O_((l)) 2,0260 50,3228

Muestra de cálculo:

Cambio en la temperatura.

∆T=T_final-T_inicial

Entalpia de disolución (ver anexo 1):

∆T=25,0°C-17,9°C=7,10 °C

Entalpia de neutralización 1 (ver anexo 2):

∆T=24,6°C-17,9°C=7,70 °C

Entalpia de neutralización 2 (ver anexo 3):

∆T=37,1°C-17,9°C=19,2 °C

Entalpia de disolución

q=m ×C_p × ∆T

q=53,1920 g ×4,184 J/(g °C) ×7,10 °C

q=1,58 KJ

∆H_(dis )= q/(mol NaOH)

∆H_(dis )= (1,58 KJ)/(0,0503 mol NaOH)=31,4 KJ/mol

Entalpia de neutralización 1

q=m ×C_p × ∆T

q=103,619 g ×4,184 J/(g°C) ×7,70 °C

q=3,34 KJ

∆H_(n1 )= q/(mol NaOH)

∆H_(n1 )= (3,34 KJ)/(0,0503 mol NaOH)=66,4 KJ/mol

Entalpia de neutralización 2

q=m ×C_p × ∆T

q=52,3488 g ×4,184 J/(g°C) ×19,2°C

q=4,21 KJ

∆H_(n2 )= q/(mol NaOH)

∆H_(n2 )= (4,21 KJ)/(0,0503 mol NaOH)=83,7 KJ/mol

Error relativo

Entalpia de disolución.

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