LABORATORIO DE FISICOQUIMICA. LEY DE HESS
Enviado por Sandra75 • 2 de Febrero de 2018 • 1.216 Palabras (5 Páginas) • 1.080 Visitas
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Calculamos el promedio de los tres valores de “C” anteriores para obtener una capacidad calorífica promedio de:
C=7.84 [pic 11]
Esta capacidad calorífica hallada sirve para remplazar en la ecuación de Q y poder calcular las entalpias Δh1 y Δh2.
5.2 cálculo de ΔH1 (disociación de sulfato de cobre anhidro)
La tabla #2 nos muestra los datos obtenidos en la práctica para el posterior cálculo de ∆H1.
Masa H2O
(m1)
Masa sulfato
(m2)
T1 sulfato
[pic 12]
T2
H2O
[pic 13]
T
Equilibrio
[pic 14]
50.1760
3.9400
24
24
27
[pic 15]
Q cal = C*∆T
Q CuSO4. =m2*s CuSO4*(T equilibrio-T1) (s=0.152 cal/gºC)
Q H2O= m1*s H2O*(T equilibrio –T2) (s=1cal/gºC)
Q=
[pic 16]
Q= -13557.4752 [pic 17]
5.3 cálculo de ΔH2 (disociación de sulfato de cobre pentahidratado)
La tabla #3 nos muestra los datos obtenidos en la práctica para el posterior cálculo de ∆H2.
Masa H2O
(m1)
Masa sulfato
(m2)
T1 sulfato
[pic 18]
T2
H2O
[pic 19]
T
Equilibrio
[pic 20]
50.0983
6.2400
24
24
25
[pic 21]
Q cal = C*∆T
Q CuSO4.5H2O =m2*s CuSO4.5H2O*(T equilibrio-T1)
(0.296 cal/gºC9
Q H2O= m1*s H2O*(T equilibrio –T2) (s=1cal/gºC)
Q=
[pic 22]
Q= -9604.2136 [pic 23]
5.4 cálculo de ΔHT (cambio de entalpia total)
Realizando la suma de las reacciones (1) y (2) se obtiene:
CuSO4 + H2O → Cu2+ + SO42-
CuSO4 .5H2O + H2O → Cu2+ + SO42- +5H2O
CuSO4 + 5H2O → CuSO4.5 H2O
De la misma forma y aplicando la ley de Hess se obtiene:
∆HT = ∆H1(reactivos) + ∆H2(productos)
∆HT= -13557.4752 + (-9604.2136)[pic 24][pic 25]
∆HT =- 23161.6888 [pic 26]
6. ANALISIS DE RESULTADOS
La ley de Hess es una herramienta indispensable para determinar los valores de entalpía en reacciones que no se pueden llevar a cabo directamente o en una sola etapa, como es el caso de este laboratorio. Dado que la entalpía es una función de estado, no depende del recorrido que tenga el proceso o la reacción sino de las condiciones que se presentan en su estado inicial y final.
En los cálculos se puede apreciar que tanto en los procesos de pentahidratación en y la hidratación el cambio de entalpía fue menor que cero lo que significa que el proceso total es exotérmico es decir, que el sistema libera calor, debido a que el proceso se realizó en condiciones adiabáticas e isobáricas y es exotérmico se deduce que Q=0 y que ∆H =Q, por lo tanto los productos estarán a temperatura más elevada que los reactivos.
Finalmente hallamos dos valores de entalpias de para cada disociación, al no contar con valores reales o teóricos de los valores para cada entalpia no podemos calcular los respectivos errores entre los valores experimentales hallados. Se debe decir que cuando los datos se ven influenciados por factores externos o por errores de tipo humano, los resultados son demasiado erróneos y nos afectan en gran escala los promedios o cálculos posteriores.
7. CONCLUSIONES
El proceso de disolución siempre conlleva a una liberación de calor.
La magnitud del calor de la disolución va a depender de la cantidad de disolvente y de la concentración de la solución.
Si podemos expresar una reacción como la suma de otras, entonces el cambio de entalpia de esta expresada, será igual a la suma de los cambios de entalpia de las otras
8. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
IRA.N.LEVINE. Fisicoquímica, McGraw-Hill, 3a edición. América Central y América latina. Pag. 172,173.
FUNDAMENTOS DE FISICOQUÍMICA Maron y Prutton Ed. Limusa 3ª Edición México, 1972 Págs. 143 - 145
FISICOQUÍMICA. Gilbert W. Castellan. Ed. Addison Wesley Longman PEARSON Segunda edición. Pags. 118, 119, 120, 127, 128 y 129
FISICO-QUIMICA Farrington Daniels y Robert A, Alberty. Ed.
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