Calor de Reaccion

CALOR DE REACCIÓN
CAMBIO DE ENTALPIA PARA ALGUNAS
REACCIONES
LEY DE HESS
UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR
FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS Y EDUCACIÓN
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y MEDIO AMBIENTE
LICENCIATURA EN CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL
FISICOQUÍMICA
LABORATORIO N°7: CALOR DE REACCIÓN
CAMBIO DE ENTALPIA PARA ALGUNAS REACCIONES
LEY DE HESS
IVANA AROCA RODRIGUEZ

JUAN JOSE MAESTRE BARRIOS
MARIA ANGELA VARGAS VALDEZ
GRUPO: 01
SUBGRUPO: 04
DOC. CLAUDIA BARÓN
VALLEDUPAR
2019-1
INTRODUCCION
El calor se define como la transferencia de energía térmica que se da entre

diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a
distintas temperaturas, sin embargo, en termodinámica generalmente el término
calor significa simplemente transferencia de energía. Este flujo de energía siempre
ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor
temperatura, ocurriendo la transferencia hasta que ambos cuerpos se encuentren
en equilibrio térmico.
En un sistema termodinámico cerrado en el que tenga lugar una reacción:
aA + bB cC + dD
Se produce una rotura de enlaces y formación de otros, por lo que habrá una
variación de la energía interna del sistema.
Se denomina calor de reacción a la cantidad de energía calorífica que el sistema ha

de ceder o absorber para que la temperatura permanezca constante durante todo
el proceso de la reacción química.
Si el medio exterior recibe energía la reacción se denomina exotérmica y si el

sistema absorbe energía se llama endotérmica. En las reacciones exotérmicas, se
necesita menos calor para romper los enlaces del que se desprender al formar los
nuevos, y en las reacciones endotérmicas, ocurre, al contrario, se necesita más
calor para romper los enlaces del que se desprende al formar los nuevos.
En esta práctica de laboratorio se determinarán los experimentalmente los cambios

de entalpia en algunos procesos físicos como químicos para tres reacciones
demostrando la ley de Hess en base a los resultados obtenidos.
MARCO TEORICO
El calor de reacción o entalpía de reacción, ΔHR, es la diferencia HPRODUCTOS –

HREACTIVOS para una reacción en la cual los reactivos se suministran en las
cantidades estequiometrias a una temperatura T y una presión P, se consumen
totalmente y los productos salen a las mismas T y P.
Las unidades del calor de reacción son unidades de energía por mol. En este caso,
la unidad mol se refiere bien sea al número de moles consumidos de cada reactivo
o producidos de cada producto según la ecuación química balanceada. Por ejemplo,
si para la reacción A + 3B → 2C el ΔHR es -250 kJ/mol, se debe interpretar como -
250 kJ/mol A, -250 kJ/3 mol B y -250 kJ/2 mol C. Significa, además, que se
consumieron 1 mol de A y 3 moles de B produciéndose 2 moles de C.
El calor estándar de reacción, ΔHo R, es el cambio de entalpía de una reacción

cuando los reactivos y los productos están a la temperatura y a la presión de
referencia, generalmente 25° C y 1 atm.
Una reacción es exotérmica a una temperatura T si a esa temperatura ΔHR es

negativo y es endotérmica si ΔHR es positivo. A presiones bajas y moderadas, ΔHR
es independiente de la presión en la práctica. El valor de ΔHR depende de los
estados de agregación de los reactivos y de los productos además del número de
moles de los mismos. Para una reacción que tiene lugar a volumen constante, el
calor de reacción es igual a la variación de la energía interna del sistema, ΔUR.
Ley de Hess: En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess
en 1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de
productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la
reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas»
Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de los

reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en
este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer
principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antes
que ésta.
El primer principio de la termodinámica o primera ley de la termodinámica:

En un sistema cerrado adiabático (que no hay intercambio de calor con otros
sistemas o su entorno como si estuviera aislado) que evoluciona de un estado inicial
a otro estado final, el trabajo realizado no depende ni del tipo de trabajo ni del
proceso seguido
A temperatura y presión dadas, la cantidad de energía necesaria para descomponer
un compuesto en sus elementos es igual a la desprendida en la formación de aquel
compuesto a partir de sus elementos. Este principio fue formulado por Lavoisier y
Laplace en 1780. Un corolario de este principio se conoce como ley de Hess o ley
de suma constante de calor y establece que el calor neto absorbido o desprendido
en un proceso químico es el mismo si la reacción tiene lugar en una o en varias
etapas. Según la ley de Hess, las ecuaciones químicas pueden considerarse como
igualdades matemáticas y tratarse según las reglas del álgebra.
http://univirtual.utp.edu.co/pandora/recursos/0/787/787.pdf
Para una reacción dada, la variación de entalpía depende apenas del estado inicial
de los reactivos y del estado final de los productos, este esa reacción ocurriendo en
una o varias etapas.
Cuando la reacción química ocurre en uno o más de una etapa, la variación de

energía térmica en ese proceso es constante, pues la variación de energía depende
apenas de las propiedades de las sustancias en los estados inicial y final. La ley de
Hess es bastante utilizada para determinar indirectamente calor de reacción.
OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL
 Determinar el Calor de reacción cuando se produce Cambio de entalpia ΔH
para algunas reacciones utilizando la Ley de Hess.
OBJETIVOS ESPECIFICO
 Ilustrar como se manifiestan los cambios de entalpia en algunos procesos
fisicoquímicos.
 Determinar experimentalmente los cambios de entalpia para tres reacciones
y con base en los valores obtenidos demostrar la Ley de Hess.
 Aplicar la ley de Hess al cálculo de una entalpía de reacción.
MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales:
1 balanza digital
1 matraz aforado de 1000 ml
1pipeta de 10 ml
1matraz aforado de 100
ml 1Beaker de 100 ml
Calorímetro
Termómetro de 0.100 de 0 -
50°C Vidrio de reloj
Reactivos:
NaOH en lentejas
Solución de NaOH
1.0M Solución HCl
0.50M
PROCEDIMIENTOS
REACCIÓN I
REACCIÓN II
REACCIÓN III
CÁLCULOS
25ML NaOH 1 M
𝑛𝑠𝑙𝑡𝑜
M= 𝐿𝑡 𝑠𝑙𝑛
nsLto= M * Ltsl
𝑚𝑜𝑙
nsLto= 1 * 0,1Lt
𝐿𝑡
nsLto= 0,1 mol

𝑚
n= 𝑝𝑚
m= n * Pm
m= 0,1 mol * 40 gr/mol
m= 4 gr NaOH
RESULTADOS Y ANÁLISIS
 Reacción 1
Temperatura inicial 22°C
Temperatura final 33°c
 Reacción 2
Temperatura inicial 23°C
Temperatura final 39°C
 Reacción 3
NaOH HCl
Temperatura inicial 23°C 22°C
Temperatura final 30°C
Cuando ocurre un cambio químico, existe un intercambio definido de calor, de

acuerdo a la segunda ley de la termodinámica el valor encontrado para este calor
de reacción es independiente del camino seguido para realizarla. Las reacciones
que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si absorben calor, o
exotérmicas, si desprenden calor. Los cambios endotérmicos se expresan con signo
positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo.
Teniendo en cuenta que cuando una solución diluida de ácido fuerte se neutraliza
con una solución diluida de base fuerte, el calor de neutralización que se produce
por mol de agua es constante e independiente de la naturaleza de la sustancia como
de su concentración.
Desde el punto de vista de la experiencia vivida en la práctica de laboratorio, una
solución diluida de HCl consiste solamente en iones H+ y Cl- en solución acuosa; y
similarmente, una solución diluida de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución
acuosa. Después de la neutralización, la solución restante contiene solamente iones
Na+ y Cl-. Por lo que la reacción puede ser interpretada como iónica de la siguiente
manera:
Na+ (ac) + OH- (ac) + H3O+ (ac) + Cl- (ac) Na+ (ac) + Cl- (ac) + 2 H2O
Observándose una reacción exotérmica, donde se libera calor.
Analizamos los dos valores del calor de neutralización obtenidos en esta
experiencia, usamos los mismo volúmenes y concentraciones, una vez ocurrida la
ionización de los solutos se observó la suma de las entalpias de ionización y
neutralización, se puede decir que estas variaciones obtenidas responden a
dificultades cuando se retiró la primera mezcla para luego colocar una mezcla
nueva, también el destapar el calorímetro permitió que la temperatura de este no se
mantuviese constante ya que se perdió calor. Por lo que en este caso el calor de
neutralización depende de la temperatura. También una inadecuada agitación de la
mezcla pudo influir al no mantener la homogeneidad en la mezcla.
PREGUNTAS
1. Calcule el calor liberado en la reacción en calorías. calcule el cambio

de entalpia ∆H1 para la reacción 1 en kilocalorías por mol de NaOH
disuelto.
2. Calcule el calor liberado en la reacción en calorías. Calcule el cambio
de entalpia ∆H2 para la reacción 2 en kilocalorías por mol NaOH
disuelto.
3. Calcule el calor liberado en la reacción en calorías. Calcule el cambio de
entalpia ∆H3 para la reacción 3 en kilocalorías por mol de NaCl acuoso
formado.
En esta reacción el promedio nos debía dar 39°c en la temperatura final, asumiendo estos
valores se realiza los siguientes cálculos.
4. Con base en las tres reaccione anteriores y su respectivo cambio de
entalpia demuestre la aplicabilidad de la ley de Hess tal como se hizo
para las tres reacciones de combustión en las secciones de
antecedentes.
5. A partir de los respectivos cambios de entalpia a 25 °C para las siguientes

reacciones de combustión calcule el cambio de entalpia para la
formación de una mol de metano CH4 gaseoso a 25 °C a partir de los
elementos carbono C solido e hidrogeno H2 gaseoso.
𝑪𝑯𝟒 (𝒈) + 𝟐𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) + 𝟐𝑯𝟐 𝑶(𝒍) ∆𝑯 = −𝟐𝟏𝟐, 𝟖 𝑲𝒄𝒂𝒍
(−(∗ 𝟏))
𝑪𝑶𝟐 (𝒈) + 𝟐𝑯𝟐 𝑶(𝒍) → 𝑪𝑯𝟒 (𝒈) + 𝟐𝑶𝟐 (𝒈) ∆𝑯 = 𝟐𝟏𝟐, 𝟖 𝑲𝒄𝒂𝒍
𝑪(𝒔) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) ∆𝑯 = −𝟗𝟒. 𝟏 𝑲𝒄𝒂𝒍
(∗ 𝟏)
𝑪(𝒔) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) ∆𝑯 = −𝟗𝟒. 𝟏 𝑲𝒄𝒂𝒍
𝟐𝑯𝟐 (𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐𝑯𝟐 𝑶 ∆𝑯 = −𝟏𝟑𝟔. 𝟔 𝑲𝒄𝒂𝒍
(∗ 𝟏)
𝟐𝑯𝟐 (𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐𝑯𝟐 𝑶 ∆𝑯 = −𝟏𝟑𝟔. 𝟔 𝑲𝒄𝒂𝒍
𝑪(𝒔) + 𝟐𝑯𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑯𝟒(𝒈) ∆𝑯 = −𝟏𝟕. 𝟗 𝑲𝒄𝒂𝒍

 Verificación con tabla
∆𝑯 = 𝑯𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔 − 𝑯𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔
𝑲𝒋
∆𝑯 = [(−𝟕𝟒, 𝟖𝟏 )] − [(𝟎) + (𝟎)]
𝒎𝒐𝒍
∆𝑯 = −𝟕𝟒, 𝟖𝟏 − 𝟎
𝑲𝒋
∆𝑯 = −𝟕𝟒, 𝟖𝟏 𝒎𝒐𝒍
Observación: el valor de la entalpia para la formación del metano a partir del

𝑲𝒋
carbono e hidrogeno es según la tabla −𝟕𝟒, 𝟖𝟏 𝒎𝒐𝒍 y el valor Entálpico obtenido en
la suma de las semi-reacciones es de: −𝟏𝟕. 𝟗 𝑲𝒄𝒂𝒍 = −𝟕𝟒, 𝟖𝟐𝟐 𝑲𝒋/𝒎𝒐𝒍
𝟏 𝑲𝒄𝒂𝒍 → 𝟒, 𝟏𝟖 𝒌𝒋
−𝟏𝟕, 𝟗 𝑲𝒄𝒂𝒍 → 𝑿
−𝟏𝟕,𝟗 𝑲𝒄𝒂𝒍∗𝟒,𝟏𝟖 𝑲𝒋
𝑿= 𝟏 𝑲𝒄𝒂𝒍
𝑿 = −𝟕𝟒, 𝟖𝟐𝟐 𝑲𝒋
CONCLUSIÓN
Al finalizar el laboratorio se pudo concluir:

 Se comprueba que la variación de Entalpía en una reacción química va ser
la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas. En otras
palabras, si podemos expresar una reacción como la suma de otras,
entonces el cambio de entalpia de esta expresada, será igual a la suma de
los cambios de entalpia de las otras.
 Si la temperatura de la disolución disminuye el incremento de la entalpía
será positivo, mientras que si aumenta será negativo.
 La magnitud del calor de la disolución va a depender de la cantidad de
disolvente y de la concentración de la solución.
BIBLIOGRAFIA
 Ilba, R. (2015). Laboratorio N° 4: Entalpía de vaporización y entalpia de

neutralización de un ácido débil. Recuperado de:
https://www.academia.edu/16339549/Informe_4_Ley_de_Hess
 GUERA J. (2010). laboratorio Calor de reacción, aplicaciones de la ley de
hess enviado por jprk disponible en
http://www.buenastareas.com/ensayos/Lab-Calor-De-Reaccion
Aplicaciones- De/983867.html consultado 19-10-2015.
 Chang, R. (1992). Química General. McGrawHill: Madrid

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CAMBIO DE ENTALPIA PARA ALGUNAS

LABORATORIO N°7: CALOR DE REACCIÓN

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IVANA AROCA RODRIGUEZ

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