Determinación del calor de neutralización del acido clorhídrico con hidróxido de
sodio.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Introducción.
La termoquímica estudia los cambios de energía asociados a las transformaciones químicas. Cuando
en una reacción química los reactivos (R) y los productos (P) se encuentran a la misma presión
(frecuentemente la presión atmosférica), el calor puesto en juego durante el proceso (R → P) se
denomina variación de entalpía (∆H = Qp). En los procesos químicos exotérmicos donde se desprende
calor ∆H < 0, mientras que en los endotérmicos, donde se absorbe calor, ∆H > 0.
La variación de entalpía de algunas transformaciones químicas puede determinarse experimentalmente
por medida del calor involucrado en las mismas, con un equipamiento relativamente sencillo.
A fin de poder obtener datos experimentales precisos debe procurarse un aislamiento térmico efectivo
de los sistemas objeto de estudio. Un dispositivo experimental que conjuga sencillez y eficacia es un
calorímetro, como el que se empleará en esta práctica. Un funcionamiento ideal de un calorímetro
como el indicado implica el total aislamiento térmico entre el sistema y los alrededores (el
laboratorio), así como la no absorción ni cesión de energía por parte del recipiente durante el proceso,
funcionamiento ideal que no se da en nuestro caso, aunque los errores cometidos son relativamente
bajos.
Calor de neutralización: El calor de neutralización es definido como el calor producido cuando un
equivalente gramo de ácido es neutralizado por una base. El calor de neutralización tiene un valor
aproximadamente constante, en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta
reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que es formada por la reacción:
H+ + OH- → H2O
ó
+
H3O + OH- → 2H2O
En cada una de las reacciones anteriores se obtienen 13,7 kcal.
Esta constancia en la entalpía de neutralización, se entiende fácilmente cuando se recuerda que los
ácidos y bases fuertes y las sales, están completamente disociados en sus soluciones diluidas; y, en tal
consecuencia el efecto químico común a todas estas neutralizaciones, que es sustancialmente el único
cambio responsable para el efecto térmico observado, es la unión de los iones hidratados hidrógeno e
hidroxilo para formar agua no ionizada. O sea, si la ecuación anterior de neutralización se escribe en
forma iónica, se tiene que:
Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq) + H2O
Y cancelando los iones comunes en ambos miembros de la igualdad:
OH- (aq) + H+ (aq) → H2O
OBJETIVOS
El Objetivo general de esta práctica es determinar la variación de entalpía cuando un ácido fuerte, es
neutralizado por una base fuerte, por lo tanto, el desarrollo de esta práctica implica dos etapas:
1) Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro,
2) Determinación experimental de ∆H asociada a la neutralización entre un ácido fuerte y una base
fuerte
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MATERIALES Y REACTIVOS
2 Probetas de 100 mL.
2 Vasos de precipitados de 100 mL.
2 matraces aforados de 100 mL.
1 pipeta de 10 mL
1 Aspirador
1 Calorímetro.
1 Termómetro.
1 placa agitadora
1 Cronómetro
Baño de agua
HCl 37%
NaOH 97%
Azul de bromotimol.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1.- Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro
Para la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro (Ccal) utilizaremos el denominado
método de las mezclas que, por su sencillez y eficacia, resulta el más aconsejable. Dicho método
consiste en mezclar en el interior del calorímetro dos masas de agua (m1 y m2) a diferentes
temperaturas (T1, T2) midiendo la temperatura final una vez alcanzado el equilibrio térmico (Te).
De acuerdo con el primer principio de la termodinámica podemos escribir:
{Calor cedido por
el agua caliente} =
{calor absorbido
por el agua fría}
+
{calor absorbido
por el calorímetro}
La única dificultad experimental que implica el proceso es la correcta determinación de la temperatura
de equilibrio Te. Dado que el calorímetro no es un aislante perfecto, hay pérdidas de calor por
radiación desde el sistema hacia los alrededores. Estas pérdidas cabe esperar que sean
aproximadamente constantes tras la mezcla de las dos masas de agua, por lo que una representación
gráfica de la temperatura del sistema en función del tiempo debería reflejar una variación
aproximadamente lineal (y cuantitativamente poco importante) después de un corto periodo inicial
requerido para que el sistema se homogenice y alcance el equilibrio térmico.
Por ello, en lugar de realizar una única lectura tras la mezcla, procederemos a realizar una serie de
ellas a intervalos constantes de tiempo, obteniendo por extrapolación la temperatura de equilibrio.
Procedimiento experimental
1. Medir, con la probeta, 60 mL de agua destilada, e introducirlos en el calorímetro. Tapar el
calorímetro y esperar a que se estabilice la temperatura mientras se agita manualmente. Anotar
la temperatura (T1).
2. De un baño de agua a 60 ºC, tomar con la probeta 60 mL de agua caliente. Medir su
temperatura (T2) y transferirla rápidamente al calorímetro. Tapar el calorímetro
inmediatamente, agitar y poner en marcha el cronómetro. Anotar la temperatura de la mezcla
cada 20 segundos durante un periodo de tres minutos.
3. Repetir la experiencia y calcular la capacidad calorífica del calorímetro con ambos juegos de
medidas. Si se obtiene un resultado similar pasar al apartado siguiente. En caso contrario,
repetir hasta obtener un resultado reproducible. Los distintos calorímetros tienen capacidades
distintas, por ello, una vez determinada la capacidad calorífica, se han de realizar las siguientes
experiencias con el mismo calorímetro.
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Cálculo de la capacidad calorífica del calorímetro
Datos :
masa de agua caliente = m2
temperatura del agua caliente = T2
masa de agua fría = m1
temperatura del agua fría = T1
Representa gráficamente el valor de la temperatura de la mezcla en función del tiempo, y obtén el
valor de la temperatura de equilibrio (Te) por extrapolación a tiempo 0 de los puntos experimentales
correspondientes al tramo lineal observado.
Calcula la capacidad calorífica del calorímetro (Ccal) mediante la expresión:
ce(H2O).m2.(T2 – Te ) = ce(H2O).m1.( Te – T1 ) + Ccal .(Te – T1)
Los datos de calor específico y densidad para el agua son ce(H2O) = 4.18 J.g-1.K-1; d(H2O) = 1 g.cm-3
2.- Determinación de ∆H asociada a la neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte
Para la realización de esta experiencia mezclaremos en el calorímetro una disolución de base de
molaridad conocida con un volumen igual de disolución de ácido, de tal modo que, en la disolución
final, exista un ligero exceso de ácido. Al mezclar ambos reactivos, cabe esperar un aumento de la
temperatura (dado que el proceso es exotérmico), cuyo valor máximo corresponderá a la temperatura
de equilibrio. Puesto que es posible que las temperaturas de las disoluciones iniciales de ácido y base
no sean idénticas, el balance energético cabe establecerlo en los siguientes términos:
calor desprendido por calor absorbido por la calor absorbido por la calor absorbido por
disolución de NaOH disolución de HCl el calorímetro
la reacción
Procedimiento experimental
Preparación de las disoluciones
Con los reactivos suministrados, realizar los cálculos correspondientes para preparar las
correspondientes disoluciones:
100 mL HCl 1,1 M
100 mL NaOH 1 M
Tomar 50 mL de la disolución NaOH 1M con la probeta y medir su temperatura (Tb), seguidamente,
con otra probeta, tomar 50 mL de HCl 1.1M, medir su temperatura (Ta) con el termómetro limpio y
seco. Añadir rápidamente el contenido de las 2 probetas al calorímetro, y observar atentamente la
evolución de la temperatura de la mezcla mientras se agita. Anotar el valor máximo alcanzado por
ésta (Te).
Una vez alcanzado el equilibrio, añadir 4 -5 gotas del indicador azul de bromotimol para determinar
el carácter ácido o básico de la disolución.
Indicador
Color ácido
Azul de bromotimol
Amarillo
Rango de pH del cambio de
color
6.0 – 7.6
Color alcalino
Azul
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Determinación de la entalpía de neutralización del ácido clorhídrico y el hidróxido sódico.
Datos :
masa de la disolución de NaOH = mb
temperatura de la disolución de NaOH = Tb
masa de la disolución de HCl = ma
temperatura de la disolución de HCl = Ta
moles de NaOH que han reaccionado = nNaOH
El calor desprendido lo podremos determinar mediante la expresión:
Qreac = ce(H2O).mb.(Te – Tb ) + ce(H2O).ma.(Te – Ta ) + Ccal.(Te – Tb )
La densidad y el calor específico de las disoluciones se supondrán iguales a las del agua.
A partir de Qreac y el valor de nNaOH, determina la entalpía de neutralización para la reacción:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Compara el valor obtenido con el que se calcula en la cuestión número 5.
CUESTIONES
1. ¿Por qué se trabaja con un exceso de ácido en la determinación de la entalpía de neutralización?
2. En la experiencia que se realiza para determinar la entalpía de neutralización entre HCl y NaOH
trabajamos con disoluciones 1M. ¿Sería más correcto hacerlo con disoluciones, por ejemplo, 0.1M?
En caso afirmativo, ¿Por qué no se realiza así?
3. En una parte de la práctica se ha determinado la entalpía de neutralización entre el HCl y NaOH.
¿Obtendríamos un valor muy diferente si hubiéramos escogido HNO3 y KOH?, ¿y si hubiésemos
cogido la siguiente reacción?:
HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H2O
4. ¿Hasta qué punto consideras correcto asumir que para las diferentes disoluciones con las que
trabajamos los valores de calor específico y densidad sean iguales a los del agua pura?
5. Dadas las siguientes entalpías de formación estándar, calcula la entalpía de la reacción:
H3O+ (aq) + OH- (aq) → 2 H2O(l)
Datos:
ΔHfo(H3O+ (aq)) = -285.9 kJ.mol-1;
ΔHfo (OH- (aq)) = -229.8 kJ.mol-1
ΔHfo (H2O(l)) = -285.83 kJ.mol-1.
6. Suponiendo que, cuando 5.00 g de hidróxido sódico se disuelven en 100 mL de agua a 25.0 °C, en
el seno del calorímetro utilizado en la práctica, la temperatura asciende hasta 36.9 °C. Calcula la
entalpía molar de disolución para el proceso:
NaOH(s) + H2O (l) → Na+ (aq) + OH- (aq)
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CONSIDERACIONES PREVIAS
Una vez leído el guión, hay que tener una serie de puntos a tener en cuenta antes de
empezar con la parte experimental,
1. Conviene realizar primero las disoluciones, para que queden a temperatura
ambiente. Así pues el orden de realización es:
I.
II.
III.
Preparar disoluciones, (revisar bien los cálculos de las cantidades a tomar)
Determinar la capacidad calorífica del calorímetro
Determinar la entalpía de neutralización
2. Tomar las precauciones necesarias en el manejo del ácido clorhídrico y de la
disolución de hidróxido sódico.
3. El volumen máximo del calorímetro son 140mL.
4. Agitar suavemente con la varilla que lleva incorporado el calorímetro, para no
dañar el termómetro. ¡NO METER IMAN PARA AGITAR EN PLACA!
5. El termómetro no ha de tocar las paredes del calorímetro.
6. El agua caliente se coge del baño, ¡NO calentar el calorímetro en la placa!
7. Llenar la probeta varias veces con el agua caliente, para que se atempere la
probeta y no nos baje mucho la temperatura.
8. Cuando tenemos que hacer la reacción de neutralización, coger en cada probeta
el volumen indicado de HCl y NaOH, medir su temperatura y seguidamente
añadirlos al calorímetro.
9. Los residuos generados en la práctica no son especialmente peligrosos por lo que
pueden verterse en la pila una vez finalizada cada experiencia, tomando la
precaución de dejar abierto el grifo de agua al realizar el vertido. Pero si hay
garrafa de residuos, echarlos en ella.
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FICHA DE DATOS DE SEGURIDAD
ACIDO CLORHIDRICO
HCl
C
Nueva etiqueta
FRASES R 34-37
Provoca quemaduras graves e irrita las vías respiratorias.
FRASES S 26-45
En caso contacto con los ojos, lávense inmediatamente con abundante agua y acúdase inmediatamente al
médico y muéstrele la etiqueta.
En caso de accidente o malestar acúdase inmediatamente al médico y muéstrele la etiqueta.
ELIMINACIÓN DE RESIDUOS
No incorporar a la canalización del desagüe, eliminar diluyendo con abundante agua.
PRIMEROS AUXILIOS
En caso de inhalación: trasladar a la persona al aire libre, dejar en
reposo y en
posición
semiincorporado. En caso de persistir el malestar, pedir atención médica.
Tras contacto con la piel: lavar abundantemente con agua. Quitarse las ropas contaminadas y solicitar
atención médica.
Tras contacto con los ojos: Lavar con agua abundante manteniendo los párpados abiertos durante 15
minutos. Solicitar atención médica.
En caso de ingestión: Beber agua abundante, NO provocar el vómito. No efectuar medidas de
neutralización. Pedir atención médica.
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FICHA DE DATOS DE SEGURIDAD
HIDRÓXIDO SÓDICO
NaOH
Nueva etiqueta
FRASES R 35
Provoca quemaduras graves.
FRASES S 26, 37/39, 45
Úsense indumentaria y guantes de protección adecuados así como protección para los ojos y la cara.
En caso de accidente o malestar poner al accidentado al aire fresco y acúdase inmediatamente al médico y
muéstrele la etiqueta.
ELIMINACIÓN DE RESIDUOS
No incorporar a la canalización del desagüe, eliminar a la garrafa de compuestos básicos.
PRIMEROS AUXILIOS
En caso de inhalación: trasladar a la persona al aire libre, dar respiración artificial si estuviera indicada.
En caso de persistir el malestar, pedir atención médica.
Tras contacto con la piel: lavar abundantemente con agua. Quitarse las ropas contaminadas.
Tras contacto con los ojos: Lavar con agua abundantemente durante 15 minutos, manteniendo los
párpados abiertos y proporcionar asistencia médica.
En caso de ingestión: NO provocar el vómito. Enjuagar la boca con agua. Pedir atención médica.
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