1.

- TÍTULO: TERMOQUÍMICA CALOR DE REACCIÓN

2.- OBJETIVO:
 Determinar el calor de neutralización (Qn) de una reacción ácido y base.
 Determinar que sucede física y químicamente en una reacción de neutralización.
 Relacionar aspectos termodinámicos en la neutralización de una acido fuerte con
una base fuerte.
 Determinar la diferencia que existe entre entre el calor de un ácido y una base.
 Escribir la reacción, que existe entre una y otra solución.
 Conocer las unidades de calor en KJ/mol y KJ/g.
 Determinar el calor de reacción a partir de calores de formación.
 Determinar el calor de reacción utilizando el método calorimétrico

3.- MARCO TEORICO:

La termoquímica es la parte de la química que se ocupa de los intercambios de calor que

acompañan las reacciones. Las reacciones químicas pueden ser de dos tipos Exotérmicas
y Endotérmicas.

Exotérmicas: Cuando la reacción sucede con liberación de calor (del centro hacia afuera).

Endotérmicas: Cuando la reacción sucede con absorción de calor (desde fuera hacia
dentro)

Toda sustancia posee una cantidad de energía almacenada en sus enlaces. Cuando la
energía contenida en los reactivos es mayor que la contenida en los productos, tenemos
una reacción exotérmica pues sucede liberación de energía. Cuando la energía contenida
en los reactivos es menor que la contenida en los productos, tenemos una reacción
endotérmica pues sucede absorción de energía.

Cuando la reacción se realiza a presión constante el ΔH se llama calor de reacción. En

termoquímica es usual que se expresen las variaciones de energía en las reacciones a
través de kilocalorías (Kcal). La kilocaloría es mil veces el valor de una caloría. Una caloría
corresponde a la cantidad de calor necesaria para elevar desde 14,5ºC hasta 15,5ºC la
temperatura de 1gr de agua. Otra unidad usual en termoquímica es el Joule (J). Una caloría
equivale a 4,18 Joules.
En las reacciones exotérmicas, ΔHR > ΔHP y por ello ΔH es negativa (ΔHP – ΔHR = -).

En las reacciones endotérmicas, ΔHR < ΔHP e por isso ΔH é positivo (ΔHP – ΔHR = +).

Como el valor del ΔH varía con la presión, temperatura, variedad alotrópica y estado físico,
estos deben venir especificados en la ecuación termoquímica

Cuando una reacción termoquímica no informa de los valores de temperatura y presión, se

sobre entiende que la misma se realice a 25ºC (o a 298 K), 1 atm y forma alotrópica y estado
físico más usual del elemento o compuesto. Esta condición se define como estándar en la
termoquímica.

Par una misma sustancia:

Pues debemos adicionar energía al sistema para que las moléculas o agregados iónicos
pueden tener alguna libertad y pasar del estado sólido al líquido. De la misma forma
debemos adicionar energía al sistema para que las moléculas o agregados iónicos puedan
alejarse aún más unas de otras, yendo desde el estado líquido al gaseoso.

La forma alotrópica más estable de una sustancia es aquella que presenta menor energía y
a él se le atribuye valor de entalpía igual a cero (H=0). Es de costumbre indicarse entalpía
en condiciones estándar por ΔH0.

Entonces para las formas alotrópicas del elemento químico carbono, tendremos que:

Grafito H0 = cero (pues es la forma más estable)

Diamante: ΔH0 > cero (pues posee más energía que la forma grafito)
Entalpía o calor estándar de formación de una sustancia (ΔH0f)

Es la variación de entalpía o cantidad de calor absorbido o liberado en la formación de un

mol de una determinada sustancia, a partir de las sustancias simples correspondientes,
todas ellas en estado estándar.

La ecuación que sigue representa la formación de CO2 a partir de sus substancias simples
más estables. Como la reacción se desarrolla bajo las condiciones estándar, este calor
puede ser llamado como calor estándar del CO2.

Las ecuaciones de debajo representan la formación del CO2. La primera a partir del carbono
bajo la forma de diamante que no es la forma más estable del carbono. La segunda muestra
de formación de CO2 utilizando el CO como punto de partida. Los calores desarrollados
durante estas reacciones no pueden ser llamados de calor estándar de reacción de
formación de CO2.

Entalpía o calor de combustión de una sustancia

Es la variación de entalpía o cantidad de calor liberado durante la combustión total de 1 mol

de la sustancia, con todas las substancias en el estado estándar.

En el caso de sustancias orgánicas, se considera combustión total siempre que los únicos
productos sean CO2 y H2O. Las reacciones de combustión son exotérmicas y sus valores
de ΔH son siempre negativos.

Para el etano tenemos entonces:

Aunque existen métodos sofisticados, una forma sencilla de medir el calor de reacción a
presión constante en el laboratorio es mediante el uso de un calorímetro, un aparato muy
semejante a un termo para mantener caliente el té o el café, es decir, un recipiente que
posibilita que la pérdida de calor durante el proceso sea pequeña.

Mediante un calorímetro, además de medir el calor que se libera o absorbe en una reacción
química, se puede determinar la capacidad calorífica específica de una sustancia.
El calorímetro consiste esencialmente en un vaso metálico protegido por otro vaso de
material aislante para evitar intercambios de calor con el
entorno. El recipiente dispone de una tapa perforada donde
colocamos un termómetro (debemos medir la variación de
temperatura durante la reacción química) y un agitador.

La reacción de neutralización ácido-base es

fuertemente exotérmica (si no tuviésemos el protector
aislante del calorímetro notaríamos que el recipiente se
calienta mucho) el calor desprendido es absorbido por la
propia disolución, motivo por el cuál sube su temperatura,
y otra porción de calor es absorbido por el propio
calorímetro. La cantidad de calor que absorberá la
disolución vendrá dada por su masa y su capacidad
calorífica específica: Intercambio de calor en el calorímetro

Si las disoluciones empleadas son relativamente diluidas, podemos asemejar el valor de c

a la capacidad calorífica específica del agua, que es 4180 J/kg·K, del mismo modo que
podemos ignorar el error por pérdida de calor debida a la absorción por el calorímetro si
éste tiene una masa pequeña y el valor de calor que absorbe es pequeño a su vez.

Reactivos que se utilizaron y que obtuvo en laboratorio.

4.- PROCEDIMIENTOS:
 Obtener los datos con los que se realizara la experimentación, de las diferentes
soluciones de una base y del ácido sulfúrico, para una solución de 0,1 M y un
volumen de 50ml.
 Tener limpio y seco todos los materiales, que se utilizará en el laboratorio.
  Con el dato calculado del volumen del ácido sulfúrico que se utilizara en la solución,
realizar la siguiente operación.
 Obtener un matraz aforado de una capacidad de 50ml, añadir una cantidad inicial
de 5ml aproximadamente de agua, añadir luego ácido sulfúrico, y aforar el mismo
con agua.
 Medir la temperatura, en la que se encuentra la solución dentro del matraz aforado,
con un termómetro.
 Inmediatamente esta solución de ácido vaciar al matraz Erlenmeyer.
 Luego con el dato calculado de la solución base, ir a pesar la cantidad indicada, en
el vidrio de reloj, esta sustancia verterlo al vaso de precipitado con la ayuda de la
piceta (que contiene agua), y con la ayuda de una varilla diluirlo hasta que no exista
ninguna partícula de hidróxido de sodio.
 Después llevarlo al matraz aforado de 50ml, llenarlo con agua, hasta la cantidad
indicada.
 Posteriormente registrar la temperatura con la ayuda de un termómetro.
 Al poder identificar que una de las soluciones tiene menor temperatura (hidróxido
de sodio), vaciar la misma a un calorímetro y medir dentro de ella la temperatura, y
tomar nota si la solución llegó a variar su temperatura.
 Determinación experimental de la capacidad calorífica (o equivalente calorífico en
agua) del calorímetro.
 Determinación experimental la cantidad de calor desprendido en reacciones de
neutralización:
 Neutralización de una disolución acuosa de ácido sulfúrico con otra de hidróxido de
sodio.
 A esta solución de hidróxido de sodio, que se encuentra en el calorímetro añadir la
solución con mayor temperatura que es el ácido sulfúrico, y agitar ligeramente con
el termómetro para así medir la temperatura de ambas soluciones.
 Inmediatamente realizar los cálculos correspondientes con los datos que se
obtuvieron, y así encontrar la cantidad de calor que existió en la solución.
 Luego de terminar de realizar la experimentación y los cálculos, vaciar los
contenidos, y lavarlos bien.
5.- CALCULOS Y RESULTADOS:
 Cálculos correspondientes de la práctica.
REACCIONES:

Ǫ = ± ΔHr
El calor de dilución entre la sustancia y el disolvente se evalúa como:
𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐻2 𝑂 → 2𝐻2 + 𝑆𝑂2 ∆𝐻 = −𝑎𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙

NaOH + 𝐻2 𝑂 → 2𝐻2 + 𝑁𝑎2 𝑂 ∆𝐻 = −𝑎𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙

H2SO4(ac) + 2 NaOH(ac) --> Na2SO4(ac) + 2 H2O(l)

DATOS:
𝑚 = 7,89 𝑔 𝐻2 𝑂 𝑄𝑛 = −𝐶𝑒 (𝐻2 𝑂) ∗ (𝑚 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝑚 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑚 𝐻2 𝑂) °∆𝑇
 𝑐𝑎𝑙 𝑐𝑎𝑙
𝐶𝑒 = 1 𝐻2 𝑂 𝑄𝑛 = −1 ( 50𝑔 + 50𝑔 + 7,89𝑔)(23,30 − 23,00 )°𝐶
𝑔°𝐶 𝑔°𝐶
𝑚 = 50 𝑔 𝐻2 𝑆𝑂4
𝑚 = 50 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑄𝑛 = −32,37𝑐𝑎𝑙
.tF = 23,30 °C
.tF = 23,00 °C
Convirtiendo este resultado a KJ

1𝐾𝑐𝑎𝑙 4,184 𝐾𝐽
−32,37𝑐𝑎𝑙 ∗ ∗ = −0,135 𝐾𝐽
100𝑐𝑎𝑙 1 𝑘𝑐𝑎𝑙
𝐸𝑙 𝑟𝑒𝑠𝑢𝑙𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑠𝑒 𝑜𝑏𝑡𝑢𝑣𝑜 𝑒𝑙 𝑛𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 𝑒𝑠 𝑢𝑛𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑥𝑜𝑡é𝑟𝑚𝑖𝑐𝑎.

 Expresamos los resultados en KJ, mol o gramo del soluto.

−0,135 𝐾𝐽 𝐾𝐽
= −0,675 𝑁𝑎𝑂𝐻
0,2 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑔
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻
0,2 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 ∗ = 0,005𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻
40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
−0,135 𝐾𝐽 𝐾𝐽
= −26 𝑁𝑎𝑂
0,005 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝑜𝑙
La densidad de la mezcla de reacción es aproximadamente 1g/cm 3 y que su calor
específico se aproxima a 1 cal/ g °C, calcular el calor de neutralización (en KJ/mol) para la
reacción de neutralización efectuada.
6.- OBSERVACIONES:
 Se pudo obtener los datos de la sustancia ácida y básica, la primera en ml, porque
es una sustancia líquida la segunda en gramos porque es una sustancia sólida.
 Sustancia ácida denominada ácido Sulfúrico tiene las siguientes características, es
líquido viscoso, incoloro, olor picante y penetrante, además es corrosiva por
ingestión, para los ojos y la piel.
 En cambio, la sustancia básica llamada hidróxido de sodio presenta las siguientes
características, es sólido en forma de escamas, de color blanco e inodoro.
 Luego de obtener el matraz aforado de una capacidad de 50ml, añadimos una
cantidad inicial de 5ml aproximadamente de agua, luego ácido sulfúrico, esta
solución llego a cambiar su temperatura inmediatamente que se le añadió ácido
sulfúrico al aforar el mismo con agua, la temperatura iba disminuyendo poco a
poco, al momento que se midió dicha temperatura, presentaba 24°C.
 Esta solución presentaba uno color transparente, y sin ningún cambio de color, ya
que el ácido sulfúrico no presenta un color especifico.
 Mientras que en la solución base, que es el hidróxido de sodio, al tener un color
blanco lechoso, pero estando en pequeña proporción, junto con el agua, se pudo
notar que dicho color no afecto al cambio de color del agua, más al contrario la
solución llego a tener también un color transparente, en cambio la temperatura llego
a variar, presentando una temperatura de 23°C.
  La solución que tuvo menor temperatura fue la solución del Hidróxido de sodio, por
tanto, este se vertió al calorímetro, el cual no presentaba un aumento de
temperatura, más al contrario llegaba a mantenerse, pero cuando se le añadió la
solución del ácido sulfúrico, la temperatura cambio un poco llegando a tener 23,3°C.
 En los datos obtenido pudimos ver que cada solución que se encontraba en
pequeña proporción, no era nada junto con el agua que era el disolvente, por tanto
la masa que se utilizó en los cálculos fue la masa del agua.

7.- CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES:
RECOMENDACIONES:
 Al finalizar la práctica de laboratorio el calorímetro se enjuaga con agua.
 El resto del material de vidrio se lava con agua, detergente y escobilla.
 Se debe tener cuidado al pesar el hidróxido de sodio ya que tiene un Nivel de
irritación de los ojos: El problema serio que presentan el hidróxido de sodio y otros
álcalis que pueden causar lesiones importantes para los ojos fueron descritos bien y
brevemente por Stanley, quien destacó en forma particular los peligros que
presentan los cáusticos de uso doméstico, usados como limpiadores de desagües,
que contienen hidróxido de sodio. Los efectos de la salpicadura de hidróxido de
sodio en los ojos de los seres humanos fueron descritos una cantidad innumerable
de veces... “son comunes los daños de la córnea, de la conjuntiva y de los tejidos
eviscérales, aunque los de las estructuras intraoculares, son relativamente raros” .
CONCLUSIONES:
 El primer objetivo de esta experiencia era relacionar los aspectos termodinámicos de
un ácido fuerte con una base fuerte, mediante la mezcla de una solución diluida de ácido
fuerte con una solución diluida de base fuerte se comprobó que la variaciones en los
procesos de neutralización el calor producido para formar un mol de agua, no dependen de
la naturaleza de la sustancia ni la concentración, en este caso dependía de la temperatura
liberada, influenciada por perdida de calor en el calorímetro durante el proceso de mezcla
del ácido con la base.
 La reacción que se produjo entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio fue el ácido
sulfúrico, que se obtuvo al combinar ambas soluciones.
 En la determinación de la cantidad de calor que se produce en reacciones de
neutralización de ácidos fuertes y bases fuertes, los ácidos están completamente disociados
en sus respectivos iones cuando se están en solución acuosa suficientemente diluida. Para
esta experiencia los valores de calor de neutralización se aproximaron a valor teórico, siendo
esto una reacción exotérmica de −0,135 𝐾𝐽 𝑁𝑎𝑂𝐻 .
 En la práctica aprendimos a determinar el calor de reacción a partir de calores de
formación.
 Utilizamos el método calorimétrico, además que observamos de manera física los
cambios en la temperatura de los reactivos, lo cual ayuda a reforzar la teoría, en cuanto
a las reacciones que se llevaron a cabo.
 La diferencia en las entalpias teóricas puede deberse a las condiciones de temperatura
en las que se llevó a cabo el experimento, esto debido a que no se tuvo una diferencia
de temperatura de 0,3 °C para hacer las mezclas, lo que afecto el resultado final.
8.- CUESTIONARIO:
1.- ¿Qué estudia la termoquímica?
La termodinámica (del griego therme, “calor”; dynamis, “poder”), es la rama de la
física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas
macroscópicos, así como sus intercambios de energía; significa que la
termodinámica es la ciencia más íntimamente relacionada con las necesidades del
hombre en la sociedad actual por su creciente consumo de energía para producir
bienes y servicios. Un concepto esencial de la termodinámica es el de sistema
macroscópico, que se define como un conjunto de materia que se puede aislar
espacialmente y que coexiste con un entorno infinito e imperturbable. Cuando un
sistema macroscópico pasa de un estado de equilibrio a otro, se dice que tiene lugar
un proceso termodinámico.

2.- ¿Qué indica la magnitud de los cálculos obtenidos en las reacciones?

Las masas que se utilizaron en las reacciones, fueron específicamente del agua ya que
estaba en mayor proporción, y el resultado al salir con un signo negativo nos indica que
produjo calor, ósea que era una reacción exotérmica. Y que la densidad de la mezcla de
reacción fue 1g/cm3 esto también del agua y que su calor específico se aproxima a 1 cal/ g
°C, y al calcular el calor de neutralización (en KJ/mol) y en (KJ/g) para la reacción de
neutralización efectuada, se pudo obtener también el signo negativo.
3.- ¿Qué es la entalpia de las reacciones?
La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la
atmosférica (p). Los cambios térmicos a presión constante se expresan en términos
de otra función de estado, denominada entalpía o contenido de calor y simbolizada
con la letra H. Esta función de estado es definida por la relación:
H = E + PV

4.- ¿indicar los tipos de energías?

La Energía puede manifestarse de diferentes maneras: en forma de movimiento

(cinética), de posición (potencial), de calor, de electricidad, de radiaciones
electromagnéticas, etc. Según sea el proceso, la energía se denomina:
 Energía térmica
 Energía eléctrica
 Energía radiante
 Energía química
 Energía nuclear

5.- Indicar con un ejemplo cuatro reacciones dos endotérmicas y dos exotérmicas.
ENDOTERMICAS: CO2 → CO + 1/2 O2
2 H2O + energía → 2 H2 + O2 (ΔH = + 285 KJ/mol de agua)
EXOTÉRMICAS:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
2 H2 + O2 → 2 H2O + calor = - 241,81KJ/mol
9.- BIBLIOGRAFIA:
https://www.eii.uva.es/~organica/practicas-16-17/P1_Termoquimica.pdf
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/144-calculo-de-calor-de-reaccion-
calorimetria.html
http://www.udes.edu.co/images/programas/ingenieria_indusrtial/phocadownload/guiasdepractica/te
rmodinamica/TERMODINMICA%20Tema%202.pdf
http://www.quimitube.com/utilizacion-del-calorimetro-variacion-de-entalpia-de-neutralizacion
https://quimica.laguia2000.com/general/termoquimica-calor-de-reaccion
https://www.quiminet.com/articulos/las-propiedades-del-hidroxido-de-sodio-2788210.htm
http://www.quimicas.net/2015/10/ejemplos-de-reaccion-exotermica.html

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http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm
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http://newton.cnice.mec.es/materiales_didacticos/energia/formas.htm
http://farmupibi.blogspot.com/2015/04/determinacion-del-calor-de-reaccion-de.html
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