CALORES DE NEUTRALIZACIÓN Y DE SOLUCIÓN

Leyse Yuliana Cano

Ana Milena López Crespo

Laboratorio Fisicoquímica.

Facultad Ciencias Farmacéuticas y Alimentarias.

Universidad de Antioquia.

Medellín.

MARCO TEÓRICO

Calor de neutralización
Cuando un ácido reacciona con una base, se libera una considerable cantidad de
calor. La reacción química entre soluciones acuosas diluidas entre un ácido fuerte
y una base fuerte se conoce como reacción de neutralización.
Cuando una solución diluida, de un ácido fuerte se neutraliza con una solución
diluida de una base fuerte a temperatura constante, el calor generado en la
reacción por mol de agua formada es constante e independiente de la naturaleza
de los reaccionantes. La reacción neta de neutralización de un ácido fuerte con
una base fuerte es: H+ + OH- H2O
Las reacciones de neutralización entre ácidos y bases fuertes son exotérmicas.
Esto se debe a que la solución acuosa es suficientemente diluida como para que
la disolución adicional no produzca efectos térmicos; ya que los ácidos y bases en
solución acuosa están disociados.
El termino neutralización se emplea generalmente para indicar la reacción entre un
equivalente de un ácido y un equivalente de una base; si “ácido” y “base” tienen el
significado que se les dio, los productos resultantes no son necesariamente una
sal y agua. Sin embargo, de acuerdo con la ecuación:

ácido 1 + base 2 ácido 2 + base 1

Siempre se encuentra la base y el ácido conjugados del ácido y de la base

reaccionantes.
Calor de solución

El calor de solución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsoln es el

calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta
cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la
entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo
representa:

ΔHsoln = Hsoln - Hcomponentes

El cambio de estado se representa por:

X + nAq X . nAq , ∆Hs

Se adiciona una mol de soluto X a n moles de agua; en esta ecuación se le da al

agua el símbolo Aq, puesto que es conveniente asignar al agua en estas
reacciones de solución una entalpía convencional cero.

TABULACIÓN DE DATOS
Determinación de Cp del calorímetro
Masa de agua caliente: 100g
Temperatura de agua caliente (Tc): 55,3 °C
Masa de agua fría: 100g
Temperatura de agua fría (Tf): 29,4 °C
Temperatura final de equilibrio (T e): 42,6 °C
Calores de neutralización
Volúmenes y normalidades de ácidos y bases empleados: Modelo X
Ácidos y bases Volumen (mL) Normalidad (M) Temperatura °C
Inicial Final
NaOH 100 0,2 24,8 31,8
HCl 25 0,8 29,9 31,8
NH4OH 100 0,2 28,8 31,0
H2SO4 25 0,8 29,5 31,0
NaOH 100 0,2 28,9 31,5
H2SO4 25 0,4 28,5 31,5
Calor de solución
Masa de cloruro de amonio: 3,0g
Volumen de agua: 100 mL
Temperatura inicial (Ti): 29,4 °C
Temperatura final (Tf): 26,5 °C
 CALCULOS Y RESULTADOS
1.Capacidad calorífica del vaso Dewar
ΔHagua caliente +ΔH dewar+ Δagua fría=0
ΔH=mCpΔT
Ma cal Cp aguaΔT+ CpdewarΔT+ ma friaCp aguaΔT
Cp dewar *ΔT= −mH 20 cal∗Cp H 20∗ΔT −mH 20 fria∗Cp H 20∗ΔT
−( mH 20 cal∗Cp H 20∗ΔT )−(mH 20 fria∗Cp H 20∗ΔT )
Cp dewar=
∆t
J J
Cpdewar= (
− 100 g∗4 ,185
g c° )
∗(−12, 7) −(100∗4 , 185
gc°
∗13 , 2)
:
(−12 , 7)
−209,25 J
Cpdewar= −12,7 =16,4763 c °

2.Calcular el calor de neutralización por mol de agua formada para cada una
de las reacciones de neutralización realizadas (Modelo X)
ΔH neutralizacion+ΔH dewar+ΔH mezcla=0
ΔH neutralización + Cp dewarΔT+ mmezcla *Cp mezcla ΔT=0
ΔH neutralización = -(Cp dewar ΔT)- (m mezcla*Cp mezcla*ΔT)
n sto
M=
Vsol(l)
n=l*M
Neutralización 1: HCl + NaOH NaCl + H2O
eq
n NaoH=M*v= 0,2M *0,1L=0,02 mol
l
eq
n HCL=M*V=0,8M *0,025L=0,02 mol
l
J J J
ΔH neutralización= -(16,4763 *4,45c°)-(125g*4,185 *4,45c°)= -2401,22
c° gc ° mol
Neutralización 2: HCl + NH4OH NH4Cl + H2O
mol
n NH4OH=M*V=0,2* 0,1L=0,02 mol
l
 mol
n HCL=M*V=0,8* 0,025L=0,02 mol
l
J J J
ΔH neutralización= -(16,4763 *1,85c°)-(125g*4,185 *1,8c°)= -972,60
c° gc ° mol
Neutralización 3: H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
mol
n NaOH=M*V=0,2 *0,1L=0,02 mol
l
mol
n H2SO4=M*V=0,4* 0,025L=0,01 mol
l
J J J
ΔH neutralización= -(16,4763 *2,8c°)-(125g*4,185 *2,8c°)= -1510,88
c° gc ° mol
3.Calcular el calor de solución por mol de NH 4Cl con las moles de agua
adicionada
ΔH solución+Cp dewar*ΔT+ m mezcla*Cp mezcla*ΔT=0

ΔH solución=-Cp dewar*ΔT- m mezcla*Cp mezcla*ΔT=0

J J J
ΔH solución=-(16,4763 (-2,9)-(103g*4,185 (-2,9)=1297,84
c° gc ° mol
4.Si la disolución de una mol de NH4Cl en agua se escribe como:
NH4Cl + x H2O NH4Cl.x H2O
¿Cuál es el valor de x en esta experiencia?
 Moles de la sal = peso de la sal / peso molecular de la sal
Moles de la sal = 3.0000 g / 53.49 g/mol
Moles de la sal = 0,056mol

 Moles de agua = peso del agua / peso molecular del agua

Moles de agua = 1 g / 18.0148 g/mol
Moles de agua = 0,055mol

 XN° de aguas = N° de moles de agua / N° de moles de sal anhidra

XN° de aguas = 0.055 mol / 0.056 mol
XN° de aguas = 0,98 = 1
5.Calcular el porcentaje de error en la neutralización de ácido fuerte con
base fuerte.
 J J ¿
%Error=¿ 5727 −2401 ∨ ¿
mol mol J
¿5727 ∨¿∗100 %=58,07 % ¿
mol
6 Qué dice la Ley de Hess sobre la adición de los calores de reacción?
Para una reacción dada, la variación de entalpía depende apenas del estado
inicial de los reactivos y del estado final de los productos, este esa reacción
ocurriendo en una o varias etapas. Cuando la reacción química ocurre en uno o
más de una etapa, la variación de energía térmica en ese proceso es constante,
pues la variación de energía depende apenas de las propiedades de las
sustancias en el estado inicial y final. La ley de Hess es bastante utilizada para
determinar indirectamente calor de reacción.
El total de calor liberado o absorbido en las reacciones sucesivas A — > B y B— >
C es equivalente al calor liberado o absorbido en la reacción A — > C
análogamente, la variación de entalpía, o sea, cantidad de calor liberada o
absorbida por un proceso solo depende del estado final del proceso no
dependiendo de sus etapas intermedia.
7.Aplicando la ley de Hess y algunos de los calores de neutralización
hallados, calcular la entalpía de disociación de las bases o ácidos débiles
que empleo en las reacciones, lo mismo que para el HSO 4-, Escribir
reacciones

H2SO4 H+ + HSO4- ∆ H 3 =−1,5109 kJ /mol

HSO4- + OH- SO42- + H2O

H2O OH- + H+ ∆ H 3 =∆ H 1−∆ H 0

De las anteriores reacciones resulta:

H2SO4 SO42-+ 2H+ ∆ H 3 =∆ H 1−∆ H 0

∆ H 3 =−1,5109−(−2,4012 ) =0,8903 KJ /mol

ANALISIS DE RESULTADOS
De la práctica se tenía por objetivo observar los aspectos termodinámicos en la
neutralización de un ácido fuerte y una base fuerte, en la cual primeramente se
J
determinó la capacidad calorífica del vaso Dewar este valor fue de 16,4763 ° ,
c
por lo tanto, se asume que el sistema es adiabático.
Observando el valor obtenido del porcentaje de error 58,07 %, siendo este muy alto
se puede decir que este tipo de variaciones producidas se deben a algunas
dificultades que afectan el resultado, algunas de ellas pueden ser: la inadecuación
de agitación y por ello no se mantuvo homogeneidad en la mezcla, fugas o
intercambio de calor con el ambiente, absorción de calor por el termómetro y/o
impurezas de las muestras.

RESOLUCION DE PREGUNTAS
6.1 ¿Que es un proceso?
Adiabático: Un proceso adiabático es aquel en que el sistema no pierde ni gana
calor. La primera ley de Termodinámica con Q=0 muestra que todos los cambios
en la energía interna están en forma de trabajo realizado.
Isobárico:Un proceso isobárico es un proceso termodinámico que ocurre a
presión constante. En él, el calor transferido a presión constante está relacionado
con el resto de variables mediante: Calor transferido (Q), Energía Interna (U),
Presión (P), Volumen,(V).
Isotérmico: Es un proceso en el cual la temperatura permanece constante
durante la operación. La energía interna de un gas es función de la temperatura
exclusivamente, la compresión o expansión de un gas ideal puede llevarse a
acabo colocando el gas en contacto térmico con otro sistema, se conoce como
foco calórico.
Isocorico: Un proceso isocórico, también llamado proceso isométrico o
isovolumétrico es un proceso termodinámico en el cual el volumen permanece
constante; ΔV = 0. Esto implica que el proceso no realiza trabajo presión-volumen,
ya que éste se define como: ΔW=PΔV, donde P es la presión.
6.2 En los términos anteriores como clasificaría los procesos de esta
práctica?
El proceso en el que se fundamenta la práctica es un el adiabático debido a que
en el sistema no hubo intercambio de energía, donde el delta de calor fue cero.
6.3 Cuál es la diferencia entre calor de solución y calor de dilución?
El calor de solución o entalpia de solución a presión constante, ΔHsoln es el calor
generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta
cantidad de solvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía
de la solución final y la entalpía de los reactivos originales, definiendo entalpia
como la cantidad de energía entregada o adsorbida por un sistema termodinámico
ahora Cuando se le adiciona más disolvente a una solución, para disminuir la
concentración del soluto, es común que se libere o absorba calor adicional.
El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución.
Cuando un proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor) y a dicha
solución se le diluye, posteriormente la misma disolución absorbe más calor de los
alrededores. Caso contrario es cuando un proceso de disolución es exotermico,
pues al adicionar disolvente, libererá más calor a los alrededores.

6.6 Como determinaría en el laboratorio la densidad de las mezclas

resultantes de las reacciones de neutralización y solución.
m
Podríamos medir el peso líquido que ocupa el volumen mediante la relación d :
V
o utilizando, si está disponible un picnómetro

Bibliografía
 termodinamica. (2010). Calor de disolución. LUNES, 28 DE JUNIO DE
2010, de zona Química Sitio web: http://zona-
quimica.blogspot.com.co/2010/06/calor-de-disolucion-y-de-dilucion.html

 RINCÓN, Fabio. Manual de Laboratorio de Fisicoquímica. Medellín. 2006