Calorimetria

1. TEMA: Calor de neutralización

2. OBJETIVO: Determinar el calor de neutralización de la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte.

NaOH + HCl → H_2 O + NaCl

3. FUNDAMENTO TEÓRICO

CALOR DE NEUTRLIZCION

Cuando un acido reacciona con una base, se libera una considerable cantidad de calor. Ya que la neutralización entre protones e iones hidroxilo disueltos en agua, la medida del calor de neutralización corresponde a la entalpia de formación del H2O a partir de los iones H3O+ y OH-.

H_3 O^++ OH^(- ) → 2H_2 O ∆H_neutralización

Por lo tanto el calor de neutralización se entiende como el calor generado cuando un acido reacciona con una base para producir agua; el proceso de neutralización comprende únicamente la combinación del ion hidrogeno e hidroxilo par formar agua no ionizada.

El calor de reacción ΔHº 25°C puede calcularse a partir de los respectivos calores de formación ΔHºf, a saber:

Según la ecuación ΔH = H final - H inicial, el calor estándar de reacción para la ecuación será:

ΔHº 25°C = [(-97,302) + (-68,317)] - [(-112,236) + (-40,023)] = -13,680 kcal= -13680 cal

Cundo una solución diluida de un acido fuerte se neutraliza con una solución diluida de una base fuerte, el calor producido en la reacción por mol de agua formada es constante e independiente del acido y la base empleada en la neutralización, como también de su concentración.

Cada vez que ocurre un cambio químico, existe un intercambio definido de calor, German Hess demostró que el calor encontrado para este calor de reacción es independiente del camino seguido para realizarla, “segunda ley de la termodinámica”.

Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si absorben calor, o exotérmicas si desprenden calor. Los cambios endotérmicos se expresan con signo positivo, y los cambios exotérmicos con signo negativo, de acuerdo con la primera ley de la termodinámica. El cambio de entalpia ocurrido en la reacción directa es exactamente opuesto en la reacción inversa. Este efecto térmico es el mismo sin importar si la reacción ocurre en una o varias etapas. La magnitud del cambio depende de la constitución, el estado físico de reactivos y productos y de la expresión estequiometria.

4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 Materiales y equipos

2 Vasos de precipitación

Balanza granataria (A = ± 0.1 g)

Calorímetro

Termómetro (A = ± 2 °C)

Termómetro (A = ± 0.2 °C)

embudo

4.2 Reactivos y sustancias

Agua destilada

HCl (0.414 M)

NaOH (0.399 M)

4.3 Procedimiento

Pesar 25 g de soln. de NaOH y trasvasar al vaso del calorímetro.

Pesar 25 g de soln. de HCl y mantener sobre la mesa de trabajo aproximadamente unos 5 minutos.

Registrar las temperaturas del NaOH y del HCl.

Trasvasar con la ayuda de un embudo el HCl sobre el NaOH, agitar con el termómetro del calorímetro y registrar la temperatura de equilibrio.

Repetir lo descrito en los muérales anteriores por dos ocasiones más.

5. DATOS EXPERIMENTALES

N° Determinación A= ± 0.1 g A= ± 0.1 g A= ± 0.1 °C A= ± 0.1 °C A= ± 0.1 °C

m_HCl m_NaOH T_HCl T_NaOH T_neutralizacion

1 25.4 25.0 22.0 21.4 23.9

2 25.2 25.0 21.5 22.4 24.4

3 25.0 25.4 22.0 22.4 24.4

E=15.32 cal⁄℃ C_HCl= C_NaOH=1.0 cal⁄( g ℃ ) Q_n=13680 cal ρ=1 g⁄mL

6. CÁLCULOS

Determinación

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