Universidad del Valle de GuatemalaFacultad de Ciencias y HumanidadesQuímica 2

AUXILIAR:Nidia Mellado

Práctica No. 6“Calor de Neutralización”

Giovanni Monzón Carné No. 11069Sección No. 11

Fecha de Entrega: 15/8/2012

SumarioEl objetivo principal de la practica “Ley de Hess” due calcular el calor de una

reacción por medio de la ley de Hess.Los instrumentos que se utilizaron durante la practica fueron: Erlenmeyer 50 ml,

termómetro, probeta 50 ml, balanza y beacker 25 ml. Los compuestos que se utilizaron fueron Hidróxido de sodio 0.25 M - 0.5 M y acido clorhídrico 0.25 M - 0.5 M.

El calor absorbido total absorbido fue de 842.64 kJ/mol con un porcentaje de error de 7.445.

El objetivo principal de la práctica “Ley de Hess” es demostrar experimentalmente la Ley de Hess y elaborar gráficas electrónicas en formato adecuado al informe e interpretarlas, el método utilizado fue calorimetría.

En la reacción 1, el equipo utilizado fue un recipiente de poliestireno, un Erlenmeyer, un termómetro, los reactivos utilizados son 30 ml de HCl, 0.3 g de lentejas de NaOH secas, hecho el procedimiento adecuado para poder medir la temperatura contra tiempo y poder observar cual es la temperatura máxima alcanzada, hecho esto se obtuvieron los resultados. En la reacción siguiente se hizo lo mismo de lo anterior

Resultados

Tabla No. 1 Temperatura inicial, compuestos

Compuesto Temperatura Incertidumbre

HCl (0.25M) 22.9oC ±0.5

NaOH (0.5M) 22.9oC ±0.5

NaOH (0.25M) 22.9oC ±0.5

H2O 22oC ±0.5

Discusión

Aplicando los principios de la ley de Hess se pudo comprobar, que al momento que los reactivos se convierten en productos el cambio de entalpía es el mismo, independientemente la veces que se realice el procedimiento. Este se pudo comprobar por el cambio de temperatura de la reacción, ya que el cambio de entalpía es igual a la suma de los cambio de H individualmente.

Para obtener nuestro valor teórico, fue necesario hacer reaccionar NaOH y HCl, de acuerdo al cambio de temperatura se pudo calcular este, se encontró una entalpía de 784.26 KJ/mol. Para obtener nuestro valor experimental fue necesario hacer reaccionar los mismos compuesto, pero a 0.25M y 0.5M, ya teniendo el calor liberado estos se sumaron, para obtener nuestro valor experimental. El calor liberado a 0.25M fue de -536.82 KJ/mol y el calor liberado a 0.5M fue de -305.82 KJ/mol. El calor total fue de -842.64 KJ con un porcentaje de error de 7.44%.

El porcentaje de error se debió a que el lugar donde se realizo el experimento no era totalmente hermético, El cual la reacción libre calor, como también absorbió del entorno.

Conclusiones • El calor que se calculo no solo es del sistema si no también del universo.• Este era un sistema abierto, ya que una un intercambio de materia y calor por el

sistema, el cual fue absorbido por el sistema.

FormulasFormula No. 1

∆H + qvidrio + qsolucion = 0

EcuacionesEcuación No. 1

∆H + qvidrio + qsolucion = 0∆H = Entalpiaq = calor

Ecuación No. 2 q = mc∆T

m = masac = calor especifico∆T = cambio de temperatura

ApéndiceValor teórico

∆H1 = -[(28.95)(4.18)(5.2)+(35.07)(0.85)(5.2)]∆H1 = -784.26

Valor experimental∆Ha = -[(35.07)(0.85)(3.5)+(29.55)(4.18)(3.5)]

∆Ha = -536.82

∆Hb = -[(35.07)(0.85)(2)+(29.45)(0.18)(2)]∆Hb = -305.82

∆Ht = -536.82 + (-305.82)∆Ht = -842.64

Literatura citada• Harris, D. 2007. Análisis químicos cuantitativos. Reverte. España. 744 pags.• Brown, G. 1967. Química cuantitativa. Editorial Reverte. España. 759 pags.