PRÁCTICA No. 4
Ley de Hess
Objetivo
Determinar el calor de formación del MgO utilizando la Ley de Hess
Fundamento
El calor asociado en una reacción química es el mismo, tanto si la transformación
se verifica en una etapa o en varias.
En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840,
establece que la energía no puede ser creada ni destruida; solamente puede ser
cambiada de forma a otra. La ley de Hess se utiliza para predecir el cambio de
entalpía en una reacción DHr.
El cambio de entalpía en una reacción química que transforma a los reactantes en
productos es el mismo, independientemente de la ruta escogida para la reacción.
Esto se llama la función de estado; es decir, el cambio de entalpía que va desde
los reactantes a los componentes intermedios A y después hasta los productos, es
el mismo que cuando el cambio se va de los mismos reactantes a los
componentes intermedios B y después a los mismos productos.
La suma de las ecuaciones químicas puede llevar a la ecuación neta. Si la energía
se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la
ecuación neta. Por lo anterior, la ley de Hess indica que los cambios de entalpía
son DHneta = SDHr.
Para lo anterior se siguen solamente dos reglas:
Si la reacción química es invertida, el signo de DH se invierte también.
Si los coeficientes son multiplicados, multiplicar DH por el mismo factor.
Material
Calorímetro.
Termómetro digital.
Agitador de vidrio
Probeta de 50 mL
Vasos de precipitados de 100 mL
Reactivos
Agua destilada
Ácido clorhídrico 1.00 M
Magnesio en granalla
Oxido de Magnesio
Desarrollo experimental.- A) Calor de formación de Mg2+
1. Agregar 50 mL de HCl (1.00 M) en un vaso de precipitados de 100 mL
colocarlo en el calorímetro y medir la temperatura (T inicial)
2. Medir una masa de 200 mg de granalla de Mg y agregarlos al HCl. Tapar
rápidamente el calorímetro, agitar y tomar la temperatura cada 15 segundos
hasta que empiece a descender y después cada 30 segundos por 3
minutos.
