Ley de Hess

LEY DE HESS
Termodinámica aplicada
Facultad de ingeniería
Universidad del Atlántico.
Resumen
En este laboratorio virtual se trató de determinar las entalpias de neutralización del ácido
clorhídrico (HCL) y el hidróxido de sodio (NaOH), y para eso utilizamos la ley de Hess la cual
nos dice 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, y esto lo comprobamos por medio de los datos obtenidos en nuestra experiencia.
Palabras claves: calor, entalpia, energía
Abstract
In this virtual laboratory we tried to determine the neutralization enthalpies of hydrochloric

acid (HCL) and sodium hydroxide (NaOH), and for that we used Hess’s law which tells us
that, if a series of reagents react to give a series of products, the reaction heat released or
absorbed is independent of whether the reaction is carried out in one, two or more stages, and
we check this by means of the data obtained in our experience.
Keywords: heat, enthalpy, energy
Objetivos
 Calcular entalpía de disolución del hidróxido de sodio en agua

Determinar la entalpía molar de neutralización de NaOH en solución acuosa con
solución HCl.
 Determinar la entalpía de neutralización de NaOH sólido con solución de HCl.
 Comprobar la Ley de Hess con los resultados obtenidos en los experimentos
anteriores.
Fundamentos teóricos
La ley de Hess, 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. Esto es consecuencia de que la entalpía es una
propiedad termodinámica y como tal una función de punto, por lo cual no depende del
proceso en sí, sino de los estados final e inicial de determinado sistema.
Esto se puede ilustrar de la siguiente manera:
Reacción 1: El hidróxido de sodio sólido se disuelve en agua para formar una

solución acuosa de iones.
NaOH(s) → Na+ (aq) + OH- (aq) + Δh1 (kJ/mol)
Reatino 2: El hidróxido de sodio sólido reacciona con una solución acuosa de ácido
clorhídrico para formar agua y una solución acuosa de cloruro de sodio.
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + Δh 2 (kJ/mol)

Reacción 3: Una solución acuosa de hidróxido de sodio reacciona con una solución
acuosa de cloruro de hidrógeno para formar agua y una solución acuosa de cloruro de
sodio.
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + Δh 2 (kJ/mol)
Para esta ecuación se cumple Ley de Hess así: Δh2 (kJ) = Δh1 (kJ) + Δh3
Tomando como sistema el calorímetro se cumple la primera ley de termodinámica:
𝑸𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏 + 𝑸𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 + 𝑸𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐= 𝟎 (Ec.1)

𝑸𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏 = ∆𝑯𝒓𝒆𝒂𝒄𝒊ó𝒏 (Ec.2)
𝑸𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 𝒎𝑺𝒐𝒍 𝑪𝟏𝒆 𝑺𝒐𝒍 (𝑻𝒆 − 𝑻𝟏 ) (Ec.3)
𝑸𝒅𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐 = 𝒎𝑪𝒂𝒍 𝑪𝟏𝒆_𝑪𝒂𝒍 (𝑻𝒆 − 𝑻𝟏 ) (Ec.4)

Donde Q es calor a presión constante, msol y mcal son la masa la solución y del colorímetro
respectivamente; y Cp1e_Sol y Cp1e_Sol son el calor especifico promedio la solución y del
colorímetro respectivamente de temperatura de inicial (T1) a temperatura de equilibrio (Te).
El termino m_Cal C_1e_Cal se puede expresar también como capacidad calorífica del
colorímetro K 1e_Cal.
El calor molar para cada una de las recciones (Δhreacción) determina así:
∆ H reaccion
∆ hreaccion= (Ec. 5)
n
Donde n es el número de moles que renciona del reactivo limite.
Procedimiento
 Determinación de la entropía (ΔS) mezcla líquidos.
Reacción 1
a b.
c. d.
a) En el menú de la cristalería, saque una probeta graduada (Graduated Cylinder) de

50 mL y un calorímetro (Foam Cup) está en Other. En el menú de instrumentos,
saque la balanza y del almacén de productos químicos, mueva el agua destilada y el
NaOH sólido al banco de trabajo.
b) Transfiera 50,0 mL de agua al calorímetro. Para ello, arrastre la garrafa de agua
hasta la probeta graduada. (Antes de soltar el botón del ratón, la probeta se volverá
azul para indicar que es el recipiente). Se activará una barra de texto de
transferencia en la parte inferior de la pantalla, introduzca "50.0" (mL) y haga clic
en verter. (Notará que el cilindro graduado lee 50.0mL.) Registre la temperatura del
a solución con una precisión de 0,1°C.
c) Pesa aproximadamente 1 gramo de bolitas de hidróxido de sodio sólido, NaOH(s),
directamente en el calorímetro y registra su masa con una precisión de 0,01 gramos. Para
ello, coloque el calorímetro en la balanza para que registre una masa, y luego haga clic en el
botón "Tare". Arrastra la botella de NaOH al calorímetro. (Cuando sueltes el ratón, la
botella se inclinará para mostrar que está en modo de vertido). A continuación, escribe
"1.00" (gramos) en la barra de transferencia y luego haz clic en verter. Observe que la
balanza ahora lee la masa del NaOH transferido. Ahora puede retirar el calorímetro de la
balanza y sacar la balanza de la mesa de trabajo (dando clic derecho sobre ella y seleccione
Remove).
d) Haga clic en la probeta graduada, registre su temperatura y luego arrástrela hasta el
calorímetro (cuando suelte el ratón, la probeta graduada se inclinará para mostrar
que está en modo de vertido). Ingrese "50.0" en la barra de transferencia y luego
haga clic en verter. Registra la temperatura más alta.
e) Remueva todos los materiales dando clic derecho sobre ellos y seleccionando
Remove.
Reacción 2
a) En el menú de la cristalería, saque una probeta graduada de 50 mL y un calorímetro.

En el menú de instrumentos, saque la balanza y del almacén de productos químicos,
saque el NaOH sólido.
b) El procedimiento para la Reacción 2 es el mismo que para la Reacción 1, excepto
que se utilizan 50,0 ml de solución de ácido clorhídrico 0,50 M en lugar del agua.
Después de medir 50,0 ml de la solución de HCl en la probeta graduada, se procede
como antes con los pasos b a e del procedimiento anterior.
Reacción 3
c) En el menú de la cristalería, saque dos probetas graduadas de 50 mL y un

calorímetro. En el menú almacén de productos químicos, saque el HCl de 1.0 M y el
NaOH de 1.0 M.
d) Mida 40,0 ml de solución de ácido clorhídrico 1,0 M en una probeta graduada y en
la otra probeta graduada mida 50,0 ml de solución de hidróxido de sodio 1,0 M.
Registre la temperatura de cada solución con una precisión de 0,1°C. En el

calorímetro vierta los 40,0 ml de solución de ácido clorhídrico 1,0 M y
posteriormente los 50,0 ml de solución de hidróxido de sodio 1.0 M y registre la
temperatura más alta obtenida durante la reacción.
Datos y análisis de resultados.
Variable Agua Caliente Agua Fría

V (mL) 25 25
T1 (°C) 25 0
Te (°C) 12,5 12,5
Tabla 1. Temperatura inicial y de equilibrio del agua
Variable Agua Caliente Agua
Fría
Cp1e 4,18 4,217
(J/g.°C)
ρ1e (g/cm3) 0,99713 0,99982
m (g) 49,8565 49,991
ΔH (J) -2605,002 2635,15
Kke_Cal 2,411877 2,411877
(J/°C)
Tabla 2. Cálculo de la capacidad calorífica del calorímetro a partir de las informaciones brindadas

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In this virtual laboratory we tried to determine the neutralization enthalpies of hydrochloric

Keywords: heat, enthalpy, energy

 Calcular entalpía de disolución del hidróxido de sodio en agua

Reacción 1: El hidróxido de sodio sólido se disuelve en agua para formar una

NaOH(s) → Na+ (aq) + OH- (aq) + Δh1 (kJ/mol)

NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + Δh 2 (kJ/mol)

Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + Δh 2 (kJ/mol)

Tomando como sistema el calorímetro se cumple la primera ley de termodinámica:

𝑸𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏 + 𝑸𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 + 𝑸𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐= 𝟎 (Ec.1)

𝑸𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 𝒎𝑺𝒐𝒍 𝑪𝟏𝒆 𝑺𝒐𝒍 (𝑻𝒆 − 𝑻𝟏 ) (Ec.3)

𝑸𝒅𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐 = 𝒎𝑪𝒂𝒍 𝑪𝟏𝒆_𝑪𝒂𝒍 (𝑻𝒆 − 𝑻𝟏 ) (Ec.4)

Donde n es el número de moles que renciona del reactivo limite.

a) En el menú de la cristalería, saque una probeta graduada (Graduated Cylinder) de

a) En el menú de la cristalería, saque una probeta graduada de 50 mL y un calorímetro.

c) En el menú de la cristalería, saque dos probetas graduadas de 50 mL y un

Registre la temperatura de cada solución con una precisión de 0,1°C. En el

Datos y análisis de resultados.

Variable Agua Caliente Agua Fría

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