Informe Laboratorio Entalpía de reacción y ley de Hess

Informe Laboratorio Entalpía de reacción y ley de Hess.

Resumen

En la práctica de laboratorio se buscó demostrar la veracidad de la ley de Hess, esto se realizó por medio de un proceso hecho por pasos, proceso del cual se obtuvieron una serie de resultados, los cuales por cálculos matemáticos nos brindan la entalpia del ácido. Por medio la calorimetría también obtenemos la entalpia directa del ácido, esta entalpia debe corresponder con la sumatoria de las entalpias obtenidas en el experimento anterior para que se cumpla la ley de Hess.

Palabras clave

Calorimetría, entalpia, acido, cuantificación, energía.

Tabla de datos

Tabla 1: entalpia disolución NaOH

Masa (g) H2O Masa (g) NaOH T. Inicial (C°) T. Final (C°)

50,1712 1,9785g 19 26

Tabla 2: entalpia neutralización

masa solucion 1(g) masa (g) HCl T. Inicial (C°) T. Final (C°)

521.497 50,2134 19 24,2

Tabla 3: entalpia neutralización 2

Masa (g) NaOH masa (g) HCl T. Inicial (C°) T. Final (C°)

2,025 50,4345 19 37

Termograma 1: Determinación Calor de disolución.

Termograma 2: Determinación de Calor de Neutralización 1.

Termograma 3: Determinación de Calor de Neutralización 2.

Cálculos

Entalpia disolución NaOH:

m=50,1712g+1,9785g=52,1497

Q=52,1497g*4,184J/(g*C°)*(26,9-19)C°

Q=1,724KJ

moles NaOH=1,9785g*(1 mol NaOH)/40g

moles NaOH=4,95x〖10〗^(-2) moles

∆H=1,724KJ/(4,95x〖10〗^(-2) moles NaOH)

∆H=-34,823 KJ/mol

∆H teorica=-43 Kj/mol

Baird Robinson. (1990)

error relativo=(-43 Kj/mol-(-34,823 KJ/mol))/(-43 Kj/mol)*100=19,02%

Entalpia neutralización 1:

m=52,1497g+50,2134g=102,3631g

Q=102,3631g*4,184J/(g*C°)*(24,2-19)C°

Q=2,227KJ

moles NaOH=1,9785g*(1 mol NaOH)/40g

moles NaOH=4,95x〖10〗^(-2) moles

∆H=2,227KJ/(4,95x〖10〗^(-2) moles NaOH)

∆H=-44,992 KJ/mol

error relativo=(-57 Kj/mol-(-44,992 KJ/mol))/(-57 Kj/mol)*100=21,07%

Entalpia neutralización 2:

m=50,4345g+2,0251g=52,4596g

Q=52,4596g*4,184J/(g*C°)*(36,7-19)C°

Q=3,885KJ

moles NaOH=2,0251g*(1 mol NaOH)/40g

moles NaOH=5x〖10〗^(-2) moles

∆H=3,950KJ/(5x〖10〗^(-2) moles NaOH)

∆H=-77,067 KJ/mol

error relativo=(-57 Kj/mol-(-77,067 KJ/mol))/(-57 Kj/mol)*100=35,20%

Ley de Hess

∆H disolucion+∆H neutralización 1= ∆H neutralización 2

-34,823 KJ/mol+(-44,992 KJ/mol)=-77,067 KJ/mol

-79,82 KJ/mol=-77,067 KJ/mol

Tablas de resultados:

Tabla 4: resultados entalpia disolución NaOH

∆H teórico( KJ/mol) ∆H experimental(KJ/mol ) % error relativo

-43 -34,823 19,02%

∆H teórico (KJ/mol) disolución NaOH= 43 KJ/mol

(Baird Robinson. (1990))

Tabla 5: resultados entalpia neutralización 1

∆H teórico( KJ/mol) ∆H experimental(KJ/mol ) % error relativo

-57 -44,992 21,27%

∆H teórico (KJ/mol) neutralización HCl= 57,1 KJ/mol (Ibla)

Tabla 6: resultados entalpia neutralización 2

∆H teórico( KJ/mol) ∆H experimental(KJ/mol ) % error relativo

-57 -77,067 35,20%

∆H teórico (KJ/mol) neutralización HCl= 57,1 KJ/mol

(Ibla)

Discusión de resultados:

La entalpia de disolución es definida como el calor absorbido cuando se disuelve un mol de soluto en un disolvente a presión constante, tiene un valor positivo si el proceso de disolución absorbe calor y negativo si se libera calor. (Baird robinson; 1990)

En el laboratorio se diluyo NaOH en agua en donde nos dio una entalpia de -34,823 ( KJ/mol), en el momento de compararlo con la entalpia teórica y hallar

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