LABORATORIO DE FISICOQUIMICA. LEY DE HESS

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UNIVERSIDAD DEL CAUCA

FACULTAD: DE INGENIERÍA CIVIL

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

LEY DE HESS

Robert tepud, Jheysson Álvarez

1. RESUMEN

En el laboratorio de  fisicoquímica  se realizó la práctica  para calcular el cambio de entalpía en el proceso  de pentahidratación del sulfato de cobre anhidro  aplicando la ley de HESS a partir de los datos de un calorímetro, con su  capacidad calorífica   calculada en la misma práctica .De esta manera el procedimiento realizado consistió en dos etapas. La primera etapa consistió en introducir una cantidad determinada de CuSO4 anhidro y agua al calorímetro y registrar la temperatura de equilibrio, para este caso la variación de entalpia fue  (-13557.4752cal/mol).La segunda etapa consistió en realizar el mismo  procedimiento anterior, esta vez adicionando CuSO4. 5H2O  en reemplazo del sulfato anhidro, para esta etapa la variación de entalpia fue (-9604.2136cal/mol).  Con los resultados anteriores es posible obtener la entalpia estándar, la cual fue  (-23161.6888cal/mol).

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2. INTRODUCCIÓN

Ley de Hess afirma que la variación de entalpía asociada a una reacción química es la misma tanto si la reacción se verifica en una sola etapa, como si tiene lugar en varias; sólo depende del estado inicial y del estado final del sistema reaccionante, y no de los posibles estados intermedios. Fue enunciada en 1840 por el químico ruso Germain Henry Hess. También se conoce como ley de aditivitad  de las entalpías de reacción.

Esta ley es una consecuencia del principio de conservación de la energía y es muy útil para determinar la variación de entalpía de una reacción que sea difícil de llevar a cabo en una sola etapa. En estas circunstancias se pueden tratar las ecuaciones termoquímicas (ecuaciones químicas en las que se específica el intercambio energético) como ecuaciones algebraicas; estas ecuaciones permiten hallar el valor de la entalpía de reacción correspondiente tras sumarlas o restarlas, multiplicadas en todo caso previamente por algún número, de forma que se puedan cancelar algunos términos y dar lugar a la ecuación termoquímica deseada. En el laboratorio se busca determinar el cambio de entalpía  a partir de dicha ley.

3. OBJETIVOS

Precisar la capacidad calorífica del calorímetro para cálculos posteriores cálculos.

Determinar la entalpia o cambio de energía de cada reacción.

Calcular mediante datos obtenidos anteriormente, el cambio de energía total del sistema para la reacción global.

Determinar si las reacciones que se llevan a cabo en el laboratorio son exotérmicas o endotérmicas.

4. METODOLOGIA

Al igual que en las practicas pasadas se calculó la capacidad calorífica del calorímetro a utilizar, y posteriormente se realizaron los cálculos respectivos.

En la parte I del laboratorio se mezcló sulfato de cobre anhidro con  agua, para determinar el calor de la reacción. Luego en la parte II se mezcló sulfato de cobre penta hidratado con   Agua (temperatura ambiente), para poder encontrar el calor que genera esta reacción.

La práctica se lleva a cabo por una serie de reacciones las cuales se enuncian a continuación:

*Ecuación general.

*CuSO4 + 5H2O → CuSO4 5H2O  

Disociaciones

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Disociación de CuSO4 anhidro

Reacción 1

CuSO4 +H2O →CU+2 + SO4-     ΔH1

De las cuales se obtiene una reacción global;

Disociación de CuSO4 5H2O

Reacción 2

Cu+2 +SO4- + 5H2O → CuSO4 5H2O + H2O  ΔH2 

Hidratación del sulfato cobre anhidro

Reacción total

CuSO4 +H2O →CU+2 + SO4-     ΔHt 

De esta manera por determinación del cambio de calor mediante el calorímetro, con lo cual se obtiene una variación de energía para cada reacción estas se determinan mediante las siguientes ecuaciones:

1. Capacidad calorífica del calorímetro.

Q C cal=                           [pic 3]

2. Entalpia de las reacciones.

  [pic 4]

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Mediante esta ecuación se sustituyen los datos encontrados en la práctica encontrando la entalpia para el CuSO4 y para CuSO4.5H2O las cuales son ΔH1 y ΔH2  respectivamente, con las cuales hallemos  ΔHt  de la reacción.

5. DATOS Y RESULTADOS

5.1. Calculo de la capacidad calorífica del calorímetro

En la práctica de laboratorio obtenemos tres capacidades caloríficas del calorímetro de las cuales sale una capacidad calorífica promedio:

Los datos se resumen en la siguiente tabla:

Tabla #1 capacidad calorífica del calorímetro

Tenemos que:

Calor (Q)= m*s*∆T;  ∆T=T.equilibrio-Tinicial

C= m*s

Q calorímetro+ Q agua caliente + Q agua fría=0

Q calorimetro =-[Q agua frio+ Q agua caliente]

C*∆Tcalorimetro=-[(m*s*∆T1)+(m*s*∆T2)]

C=[pic 6]

Q=[pic 7]

C=8.1134 [pic 8]

Aplicamos la misma ecuación para las tres observaciones obteniendo

C=12.7818 [pic 9]

C=2.6358 [pic 10]

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