Ley de Hess

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PRÁCTICA 9. Ley de Hess. 
 
La ley de Hess establece además que cuando dos o más ecuaciones químicas se combinan 
para producir una ecuación química equilibrada, los cambios de entalpía combinados de la 
misma manera darán como resultado el cambio de entalpía de la nueva reacción. Esto nos 
permitirá determinar el cambio de entalpía para una reacción que puede no realizarse 
fácilmente en el laboratorio, es decir, la entalpía de formación del gas acetileno (C2H2). 
 
La reacción que intentamos determinar es: 
2𝐶(𝑠) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶2𝐻2(𝑔) ∆𝐻 =? 
 
Tomando 2 x el calor de formación del CO2: 
2𝐶(𝑠) + 2𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = −787.0 𝐾𝐽 
 
1/2 x el calor de formación del H2O: 
 
𝐻2(𝑔) + 
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻 = −285.8 𝐾𝐽 
 
Invierta el calor de combustión del C2H2: 
 
2𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶2𝐻2(𝑔) 
5
2
𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = +846.1 𝐾𝐽 
 
La suma de estas entalpías es -226,7 kJ, que es la entalpía de formación del acetileno. 
 
En este experimento mediremos el cambio de entalpía para la reacción de un metal, el zinc, 
con ácido para producir una sal de zinc. Después mediremos el cambio de entalpía para el 
óxido de zinc reaccionando con el mismo ácido. A partir de estas dos reacciones, junto con 
el valor de la reacción del hidrógeno con el oxígeno, se puede determinar el calor de 
combustión del zinc metálico. 
 
𝑍𝑛(𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) ∆𝐻1 (1) 
𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻2 (2) 
 𝐻2(𝑠) + 
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻3 = −285.8 𝐾𝐽 
𝑍𝑛(𝑠) + 
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝑍𝑛𝑂(𝑔) ∆𝐻4 = ? 
 
Utilizando un montaje similar al del último experimento, puedes utilizar un calorímetro para 
determinar los calores (q) de reacción y las entalpías de las reacciones 1 y 2, arriba 
 
 
indicadas. Combinando estos valores de entalpía con la entalpía de formación del agua 
(ecuación 3, arriba), puedes usar la Ley de Hess para calcular el calor de formación del Óxido 
de Zinc (ecuación 4.). 
 
Procedimiento 
• Reacción del zinc 
- Añadir 75 mL de HCl 6,00 M en el calorímetro seco. Registrar la temperatura. 
- Pesar unos 0,65 g de Zn con una precisión de 0,001 g. 
- Añadir el metal al calorímetro, agitar y registrar la temperatura cuando se estabilice. 
 
• Reacción del óxido de zinc 
- Realiza un experimento similar utilizando 75,0 mL de HCl 6,00 M y 1,2 g de óxido de zinc. 
 
Cálculos: 
-Calcula el cambio de calor (q) para las reacciones Zn y ZnO. Ejemplo para qZn = - (Capacidad 
calorífica del HCl)(g de solución de HCl)(ΔT). *La capacidad calorífica del HCl es de 3,86 
J/g⋅˚C. Supongamos que la densidad de la disolución de HCl es de 1,00 g/mL. 
- Calcule el calor de reacción (ΔH) para las reacciones de Zn y ZnO. Observa el signo de tu 
valor. Ejemplo para el Zn: ΔH = qZN / mol Zn. 
- Escriba ecuaciones equilibradas para las dos reacciones realizadas en el laboratorio, 
incluyendo su ΔH determinada experimentalmente. 
- Utilice la Ley de Hess para determinar el cambio de entalpía de la reacción: 
𝑍𝑛(𝑠) + 
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝑍𝑛𝑂(𝑠) 
 
Busca en el texto el valor del calor de formación del ZnO(s). Calcula tu porcentaje de error. 
Error porcentual = valor absoluto {(real -experimental)/real}*100%. Recuerda explicar (en 
tu conclusión) cualquier discrepancia.