CALORES DE NEUTRALIZACIÓN

DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE
HIDRATACIÓN DE UNA SAL ANHIDRA.
Conceptos relacionados
Primera ley de la termodinámica, entalpía de disolución, energía reticular, solvatación
de iones, capacidad calorífica, ley de Hess.
Objetivos
(a) Determinar las entalpías de disolución del sulfato de cobre(II) pentahidratado y del
sulfato de cobre(II) anhidro:
(1) CuSO 4 .5H 2 O (s) → Cu2+(aq) + SO 4 2-(aq) + 5 H 2 O (l)
(2) CuSO 4 (s) → Cu2+(aq) + SO 4 2-(aq)
(b) Mediante la ley de Hess, calcular la entalpía de hidratación del sulfato de cobre(II)
anhidro:
(3) CuSO 4 (s) + 5 H 2 O (l) → CuSO 4 .5H 2 O (s)
Fundamento teórico
Cuando un electrolito se disuelve en agua, se producen dos procesos: la
destrucción de la red cristalina (endotérmico) y la hidratación de los iones (exotérmico).
Dependiendo del tipo de red y del tamaño y cargas de los iones, la entalpía de
disolución resultante puede ser positiva o negativa. Si el proceso de disolución tiene
lugar en un calorímetro a presión constante, el calor de disolución q produce un cambio
de temperatura en el sistema, ΔT, verificándose que
q + ΔH sist = 0
ΔH sist = C sist ΔT
siendo ΔH sis el cambio de entalpía del sistema (el calorímetro más la disolución)), cuya
capacidad calorífica es C sist = m c p + C, siendo m la masa de la disolución (agua +
soluto), c p su calor específico (prácticamente igual al del agua, 4.184 J K-1 g-1) y C la
capacidad calorífica del calorímetro vacío.
Si la cantidad de electrolito disuelto es n, la entalpía de disolución es
ΔH = q/n
Material y productos
Vaso calorimétrico, agitador magnético, sonda y medidor de temperatura
(precisión 0.01K), 1 vaso de 500 mL, placa calefactora, termómetro, probeta de 500
mL, pesasustancias.
CuSO 4 .5H 2 O y CuSO 4 anhidro.
Procedimiento
1.- Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro
Introducir el termómetro en el calorímetro vacío y anotar la temperatura, T 1 .
Calentar 500 ml de agua hasta una temperatura de unos 10 a 15 ºC por encima de la
temperatura del calorímetro. Medir la temperatura T 2 del agua con la sonda térmica y
echar el agua en el calorímetro. Taparlo y agitar suavemente hasta que se establezca el
equilibrio térmico (temperatura T 3 ).
2.- Calor de disolución del sulfato de cobre(II) pentahidratado.
Poner en el vaso calorimétrico 500 ml de agua. Cerrar y esperar a que se
establezca el equilibrio térmico. Anotar la temperatura, T 1 , y cambiar el medidor de
temperatura a ΔT. Añadir 25.0 g de CuSO 4 .5H 2 O, tapar y agitar suavemente. Anotar el
incremento de temperatura cuando se alcance el equilibrio térmico.
3.- Calor de disolución del sulfato de cobre(II) anhidro.
Proceder del mismo modo que en el caso anterior, pero añadiendo 16.0 g de
CuSO 4 anhidro en lugar del sulfato de cobre pentahidratado.
DATOS Y RESULTADOS
1. Capacidad calorífica del calorímetro.
Con los datos obtenidos en el apartado 1 del procedimiento, se calcula la capacidad calorífica C
del calorímetro mediante la ecuación
C (T 3 – T 1 ) + m c p (T 3 – T 2 ) = 0
siendo m la masa de agua y c p su capacidad calorífica (4.184 J K-1 g-1).
2. Entalpías de disolución del CuSO 4 .5H 2 O y del CuSO 4 anh.
Calcular las entalpías de disolución, ΔH d , de ambas sales, disponiendo los datos experimentales
y los resultados en una tabla:
Disolución
CuSO 4 .5H 2 O
CuSO 4 anh.
T1
∆T
ΔH sist
ΔH d / kJ mol-1
3. Cálculo de la entalpía de hidratación
Mediante la ley de Hess, calcular la entalpía de hidratación, ΔH h , del sulfato de cobre(II)
anhidro a partir de las entalpías de disolución calculadas en el apartado anterior.
4. Comentarios y observaciones.