Introducción

La absorción y la liberación de energía siempre van acompañando a las reacciones

químicas y estas se manifiesta como calor generalmente.

La Termoquímica es la parte de la Termodinámica que estudia los cambios de energía

en las reacciones químicas. El calor de una reacción química es el calor intercambiado

en el curso de la reacción considerada, o se puede decir que es igual al cambio de

entalpía del sistema cuando la reacción ocurre a presión constante. En general, este

calor de reacción depende no sólo de la naturaleza química de cada producto y cada

reactivo, sino también de sus estados físicos.

El calor absorbido por un sistema durante una reacción química a presión constante,

es igual al cambio de entalpia de la reacción (ΔHN ), el cual en una reacción química es

igual a la diferencia entre las entalpias de los productos con la de los reactantes.

qr =ΔHr =ΣH (productos) – ΣH(reactantes)

Ya que H es una función de estado, es decir, que solo importa el estado inicial y el final

de la reacción, en este caso la entalpía de reacción puede ser determinada aplicando la

ley de Hess la cual dice que si una reacción se efectúa en una serie de pasos, ΔH para la

reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía para los pasos individuales. El

cambio total de entalpía para el proceso es independiente del número de pasos y de la

naturaleza específica del camino por el cual se lleva a cabo la reacción. Por tanto,

podemos calcular ΔH de cada paso. Eso implica que podemos usar un número

relativamente pequeño de mediciones experimentales para calcular ΔH de un número

enorme de reacciones distintas. (1)

ΔHr =ΣiΔHi

La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución

acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción

de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de

NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:

HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l) ⎯ ΔHN

NaOH (s) + H2O (l) → NaOH (ac) ΔHdis

HCl (ac) + NaOH(s) → NaCl(ac) + H2O(l) ΔH’N

Aplicando la ley de Hess tendremos que:

ΔHN = ΔH´N – ΔHdis

De lo anterior se infiere que el calor de neutralización de un acido puede obtenerse

experimentalmente determinando directamente ΔHN o también de forma indirecta a

partir de la ley de Hess con ΔH´N y ΔHdis.

Objetivos

Determinar entalpía de una reacción de neutralización de un ácido fuerte con

una base fuerte en disolución.

Comparar el valor obtenido con el que se determina a partir de la entalpía de

neutralización del ácido den disolución con la base sólida y la entalpía de

disolución de esta, mediante la aplicación de la ley de Hess.

Parte Experimental

Materiales:

Termómetro

Agitador

Vaso de precipitado

Calorímetro

Balanza granataria

Espátula

Placa calefactora

Vaso de precipitados

Reactivos:

Agua.

HCl 1,0 M

HCl 0,5 M

NaOH (l) 1,0 M

NaOH (s)

Resultados

Determinación de la constante del calorímetro.

Masa calorímetro 204.44 gMasa calorímetro + agua fría 243.20 gMasa calorímetro + agua fría+ agua caliente

281.35 g

T° 1 16.6°C T°2 40.2°CT°3 26.8°CMc 38.76 gMf 38.15 g mlf cp,agua(T3 -T1) + K(T3 – T1) + mlc cp,agua( T3 – T2) = 0

3.876x10-2Kgx4.187 KJ/kgKx(26.8°C-16.6°C)+K(26.8°C-16.6°C)+3.815x10-2kgx4.179kJ/KgK(26.8°C-40.2°C) K=0.0472 KJ/K

Determinación de ΔHN en forma directa.

Masa calorímetro + HCl 254.69 gMasa HCl (m1) 50.25 gMasa NaOH + HCl 305.55 gMasa NaOH (m2) 50.86 gT°4 18.2°CT°5 17°CT°6 24.1°C

qN + m2 cp,agua(T6 –T5) + m1 cp,agua(T6 –T4) + K(T6 – T4) = 0qN+0.05086Kgx4.189KJ/KgKx(24.1°C-17°C)+0.05025Kgx4.189KJ/KgK(24.1°C-18.2°C)+0.0472KJ/K(24.1°C-18.2°C)qN = -3.033 KJΔHn= -3.033 KJ/0.05 mol= -60.66 KJ/mol

Determinación de qdis

Masa NaOH (m3) 0.26 gMasa agua (m4) 100 gT°7 17.3°CT°8 18.2°C

qdis + m3 cp,agua(T8 –T7) + m4 cp,NaOH(T8-T7) + K(T8 –T7) = 0qdis+0.1Kgx4.189KJ/KgKx(18.6°C-17.3°C)+2.6x10-4Kgx4.189KJ/KgKx(18.2°C-17.3°C)+0.0472KJ/K(18.2°C-173°C)=0qdis= -0.420 KJΔHdis=-0.420KJ/0.05 mol= -8.4 KJ

Determinación de q’N

Masa NaOH (m6) 0.21 gMasa HCl (m5) 1.825 gT°9 17.3°CT°10 18.6°C

q’N + m5 cp,agua(T10 –T9)+ m6 cp,NaOH(T10 –T9) + K(T10 –T9) = 0

q’N+1.825x10-3Kgx4.189KJ/KgKx(18.6°C-17.3°C)+2.1x10-4Kgx4.189KJ/KgKx(18.2°C-17.3°C)+0.0472Kgx(18.6°C-17.3°C) = 0

q’N= -0.072 KJΔH’N= -0.072KJ/0.05 mol= -1.44 KJ/mol

Finalmente:ΔHN= ΔH’N - ΔHdis = -1.44 KJ/mol + 8.4 KJ/mol = 6.96 KJ/mol

Discusión

Una vez realizados los cálculos correspondientes a este práctico, dentro de todos los

resultados obtenidos tenemos el ΔHN directo (-60,66 kJ/mol) y el ΔHN indirecto (6.96 kJ/mol), la

cual podemos darnos cuenta que hay una diferencia considerable entre estos valores, que se

pueden deber a simple vista a un mal manejo en los instrumentos utilizados en los

experimentos correspondientes, entre otros factores que serán explicados detalladamente

mas adelante.

El valor teórico según la bibliografía de ΔHN es -56,8 kJ/mol, basándonos en este valor y al

hacer la comparación con el ΔHN directo e indirecto, se visualiza que el valor del ΔHN directo se

acerca mucho al valor teórico, en cambio el ΔHN indirecto está bastante alejado al teórico,

razones que se darán a conocer a continuación.

En el experimento donde determinamos el ΔHN directo, los factores que pudieron

afectar al resultado obtenido, es el mal manejo de la instrumentación anteriormente

mencionado, como por ejemplo el uso del calorímetro, ya que en varias oportunidades

se tuvo que abrir el calorímetro para introducir las disoluciones correspondientes.

También cabe mencionar el momento en que se utilizó el termómetro para medir la

temperatura de la reacción, donde en el orificio en la cual iba el termómetro no

quedaba completamente sellado, por lo que se producía una pérdida de calor. Y por

último tenemos el traslado del agua caliente hacia el calorímetro, donde en el

transcurso se produce intercambio del calor entre el ambiente y el agua calentada.

Con respecto al procedimiento experimental de la determinación del ΔHN indirecto,

podemos decir que los factores que pudieron afectar a los resultados, son similares a

los explicados anteriormente, ya que se realizó el mismo procedimiento, con la

diferencia en que en vez de agua, se utilizó HCl y NaOH sólido. Pero si nos basamos en

los reactivos utilizados, podemos decir que uno de los factores que pudo afectar a los

resultados de ésta determinación, es que no se haya disuelto completamente la base,

ya que el NaOH es sólido como se menciono anteriormente, por lo que la

neutralización no pudo haberse llevado a cabo en su totalidad.

Conclusión

Podemos concluir que al igual que el práctico pasado, se obtuvo el valor de la

constante del calorímetro K, para la realización completa y satisfactoria de este

práctico. Obtuvimos los valores de ΔHN directo e indirecto, desfavorables por cierto, ya

que se efectuaron las respectivas comparaciones con datos teóricos y entendiendo los

métodos utilizados en cada experimento.

Biliografía

(1) Quimica la ciencia central. Brown T Theodore. Editorial pearson. Novena Edición. Pag. 174