Ley de Hess

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PRÁCTICA 9: Ley de Hess
Resumen
En esta práctica se determinó como
objetivo principal comprender y entender
la implementación de la ley de Hess y a su
vez, la manera para encontrar el valor de la
entalpía en las reacciones, en este caso, de
las reacciones de zinc y de óxido de zinc
con ácido clorhídrico. En este laboratorio
se utilizó 50 mL de ácido clorhídrico al 6
M y 0,430 g de zinc en el primer
procedimiento y 0,8g de óxido de zinc en
el segundo procedimiento. Las
temperaturas que se registraron en el
procedimiento fueron el ácido clorhídrico
antes de realizar la reacción y la obtenida
en la estabilización de los productos.
Posteriormente, se calculó el cambio de
calor (q), el calor de reacción (ΔH) para
las reacciones de Zn y de ZnO; se
escribieron las ecuaciones equilibradas
para las mismas reacciones y se calculó el
cambio de entalpía en la reacción.
Finalmente, se encontró el porcentaje de
error obteniendo valores de 0,43903%
demostrando que el procedimiento se
realizó correctamente y los cálculos lo
corroboraron cuantitativamente.
Introducción
La Ley de Hess, es un método indirecto de
calcular el Calor de Reacción ó Entalpia de
Reacción. Esta ley se puede enunciar como
sigue:cuando los reactivos se convierten a
productos, el cambio de entalpía es el
mismo, independientemente de que la
reacción se efectúe en una paso o en una
serie de pasos. (Cedrón J.; Landa V.;
Robles J., 2011)
En termodinámica, la ley de Hess,
propuesta por Germain Henri Hess en
1840 establece que la variación del calor
en una reacción es la misma independiente
del número de etapas. La ley de Hess se
utiliza para predecir el cambio de entalpía
en una reacción ΔHr. (QUIMICA.ES, n.d.)
En todo cambio químico hay rupturas y
formaciones de enlaces químicos para las
mismas. Algunas reacciones, para la
formación de esos nuevos enlaces,
necesitan de menor energía y se desprende
la energía sobrante. Por lo cual, el estudio
del calor tiene un papel primordial en
todos los procesos químicos.
Equivalentemente, el calor de reacción
sólo depende de los reactivos y los
productos, en este sentido la Ley de Hess
es la aplicación a las reacciones químicas
del principio de la termodinámica, debido
a que este fue enunciado unos diez años
antes que la Ley de Hess. El propósito de
este planteamiento es analizar de forma
muy breve las bases de la Termoquímica
como una solución a problemas de
transferencia de calor de dichos procesos.
(leyesdeluniverso, 2021)
Marco teórico
Todos los sistemas químicos contienen
energía, y la energía interna se conoce
como entalpía. Sin embargo, no podemos
medir la entalpía directamente. Esto se
debe a que algunos de sus componentes no
son fácilmente cuantificables o accesibles.
Pero, lo que sí podemos calcular es el
cambio de entalpía. (StudySmarter, n.d.)
El cambio de entalpía estándar de
formación (∆Hf°) es el cambio de entalpía
que se da cuando se forma un mol de una
especie a partir de sus elementos, en
condiciones estándar y con todas las
especies en sus estados estándar.
(StudySmarter, n.d.)
El ciclo de Hess
Los ciclos de Hess son otra forma sencilla
de mostrar las diferentes rutas de una
reacción. No es necesario mostrar los
niveles de energía de las distintas especies
implicadas; en su lugar, basta con trazar
las dos rutas diferentes, como si se tratara
de un diagrama de flujo. (StudySmarter,
n.d.)
Resultados
𝑉
𝐻𝐶𝑙
= 50 𝑚𝐿 𝑚
𝑍𝑛
= 0, 430 𝑔
𝑚
𝑍𝑛𝑂
= 0, 8 𝑔
𝑑 = 𝑚𝑉 → 𝑚 = 𝑑 * 𝑉
𝑚 = (1 𝑔𝑚𝐿 )(50 𝑚𝐿) = 50 𝑔𝐻𝐶𝑙
𝑚𝑜𝑙
𝑍𝑛
= 0, 430 𝑔 * 1 𝑚𝑜𝑙65,38 𝑔 = 0, 00657 𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙
𝑍𝑛𝑂
= 0, 8 𝑔 * 1 𝑚𝑜𝑙81,38 𝑔 = 0, 00983 𝑚𝑜𝑙
(𝑃𝑟𝑖𝑚𝑒𝑟 𝑝𝑟𝑜𝑐) 𝑇
𝐻𝐶𝑙
= 24°𝐶 = 297, 15𝑘
(𝑆𝑒𝑔𝑢𝑛𝑑𝑜 𝑝𝑟𝑜𝑐.) 𝑇
𝐻𝐶𝑙
= 25°𝐶 = 298, 15𝑘
(𝑒𝑠𝑡𝑎𝑏𝑖𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎) 𝑇
𝑍𝑛+𝐻𝐶𝑙
= 27°𝐶 = 300, 15𝑘
(𝑒𝑠𝑡𝑎𝑏𝑖𝑙𝑖𝑧.)𝑇
𝑍𝑛𝑂+𝐻𝐶𝑙
= 22°𝐶 = 295, 15𝑘
Primer procedimiento
𝑞
𝑍𝑛
=− (𝐾
𝐻𝐶𝑙
)(𝑔 𝑠𝑙𝑛
𝐻𝐶𝑙
)(Δ𝑇)
𝑞
𝑍𝑛
=− (3, 86 𝐽𝑔°𝐶 )(50 𝑔)(27°𝐶 − 24°𝐶)
𝑞
𝑍𝑛
= 579 𝐽
Δ𝐻 = 𝑞
𝑍𝑛
 / 𝑚𝑜𝑙
𝑍𝑛
 
Δ𝐻 = 579 𝐽 0,00657 𝑚𝑜𝑙 = 88. 127, 8538 𝐽/𝑚𝑜𝑙
Segundo procedimiento
𝑞
𝑍𝑛
=− (𝐾
𝐻𝐶𝑙
)(𝑔 𝑠𝑙𝑛
𝐻𝐶𝑙
)(Δ𝑇)
𝑞
𝑍𝑛
=− (3, 86 𝐽𝑔°𝐶 )(50 𝑔)(22°𝐶 − 25°𝐶)
𝑞
𝑍𝑛
=− 579 𝐽
Δ𝐻 = 𝑞
𝑍𝑛
 / 𝑚𝑜𝑙
𝑍𝑛
 
Δ𝐻 = −579 𝐽 0,00983 𝑚𝑜𝑙 =− 58. 901, 32248 𝐽/𝑚𝑜𝑙
Ecuaciones
𝑍𝑛
(𝑠)
+ 2𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
→ 𝑍𝑛𝐶𝑙
2 (𝑎𝑞)
+ 𝐻
2 (𝑔)
Δ𝐻
1
= 88. 127, 8538 𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝑍𝑛𝑂
(𝑠)
+ 2𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
→ 𝑍𝑛𝐶𝑙
2 (𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
Δ𝐻
2
=− 58. 901, 32248 𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝐻
2(𝑠)
+ 12 𝑂2 (𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑙)
Δ𝐻
3
= − Δ𝐻
1
+ Δ𝐻
2
Δ𝐻
3
= − (88. 127, 8538 𝐽/𝑚𝑜𝑙) +
(− 58. 901, 32248 𝐽/𝑚𝑜𝑙)
Δ𝐻
3
= − 29226, 53132 𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Entalpía por la ley de Hess
𝑍𝑛
(𝑠)
+ 12 𝑂2 (𝑔) → 𝑍𝑛𝑂(𝑠)
Δ𝐻
4
= Δ𝐻
1
− Δ𝐻
2
+ Δ𝐻
3
Δ𝐻
4
= (88. 127, 8538 𝐽/𝑚𝑜𝑙) −
(− 58. 901, 32248 𝐽/𝑚𝑜𝑙) +
(− 29226, 53132 𝐽/𝑚𝑜𝑙) 
Δ𝐻
4
= 117802, 64496 𝐽/𝑚𝑜𝑙
Δ𝐻
4
= 117, 802645 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Porcentaje de error
- Se tomó como valor teórico -210 kJ.[5]
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 𝑒𝑥𝑝−𝑡𝑒𝑜𝑡𝑒𝑜
|| || * 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = (117,803 𝑘𝐽)−(210 𝑘𝐽)(210 𝑘𝐽)
|| || * 100
%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = 0, 43903 %
Discusión de resultados
Al analizar los resultados obtenidos se
puede observar que:
ΔH Zn: El valor obtenido para la entalpía
de formación del zinc (ΔH Zn) es de
88.127,8538 J/mol. Este valor representa
la energía liberada o absorbida cuando se
forma 1 mol de zinc a partir de sus
elementos en su estado estándar.
-ΔH2: El valor calculado para la entalpía
de la reacción inversa de la formación del
óxido de zinc (Zn(g) → ZnO(g)) es de
-58.901,32248 J/mol. Este valor es
negativo debido a que la reacción es
inversa a la formación del óxido de zinc.
ΔH3: La entalpía de la condensación del
óxido de zinc (ZnO(g) → ZnO(s)) se
estima en -29.226,53132 J/mol. Esta
entalpía representa la energía liberada
cuando el óxido de zinc en fase gaseosa se
convierte en óxido de zinc sólido.
ΔH4: El valor proporcionado para la
entalpía de formación del óxido de zinc
(Zn(s) + 1/2O2(g) → ZnO(s)) es de
117.802645 kJ/mol, que se puede convertir
a 117802,645 J/mol. Este valor representa
la energía liberada o absorbida cuando se
forma 1 mol de óxido de zinc a partir de
zinc y oxígeno en sus estados estándar.
Al utilizar la Ley de Hess y combinar las
ecuaciones, hemos calculado la entalpía de
formación del óxido de zinc como
. Este valor117, 802645 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
representa la energía liberada o absorbida
cuando se forma 1 mol de óxido de zinc a
partir de sus elementos en su estado
estándar. El análisis de los resultados
muestra que el proceso de formación del
óxido de zinc es exotérmico, es decir,
libera energía (Puppo et al, 2017). Por
último, el porcentaje de error fue de
0,43903%, lo cual indica que el
procedimiento se realizó correctamente y
se corroboró cuantitativamente mediante
los cálculos .
Conclusiones
1. La ley de Hess es indispensable para
lograr predecir el comportamiento de las
reacciones químicas equilibradas mediante
los cambios de entalpía que ocurren en la
misma, es decir, se puede predecir la
cantidad de energía que intercambia el
sistema con el ambiente a presión
constante.
2. El calor Q absorbido en un
proceso a presión constante es igual a la
variación de entalpía en el sistema
3. La ley de Hess es útil cuando se trata de
determinar el cambio de entalpía de
procesos que no se pueden calcular
directamente, pero que se pueden
descomponer en varias etapas para calcular
su cambio de entalpía a partir de ellas.
Bibliografía
● Cedrón J.; Landa V.; Robles J.
(2011). 1.4.3.- Cálculo del Calor
de Reacción: Ley de Hess |
Química general. PUCP. Retrieved
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● QUIMICA.ES. (n.d.).
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Quiroga, A. V. (2017).
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Bachillerato, Concepto y método.
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● [5] keilakayet. (2020). Calcular la
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https://brainly.lat/tarea/17589571
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/143-calculo-del-calor-de-reaccion-ley-de-hess.html
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/143-calculo-del-calor-de-reaccion-ley-de-hess.html
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https://leyesdeluniverso.es/ley-de-hess/
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https://www.quimica.es/enciclopedia/Ley_de_Hess.html
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https://www.studysmarter.es/resumenes/quimica/termodinamica/ley-de-hess/
https://www.studysmarter.es/resumenes/quimica/termodinamica/ley-de-hess/
https://www.studysmarter.es/resumenes/quimica/termodinamica/ley-de-hess/
https://brainly.lat/tarea/17589571