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Chang (2017) Química Capitulo N° 6 p.230-273

Naturaleza y tipos de energía
Energía : capacidad para efectuar un trabajo. No puede verse,
tocarse, olerse o pesarse, pero se puede sentir
Tipos de energía cinética, potencial, radiante, energía térmica,
química
Los químicos definen trabajo como el cambio directo de energía
que resulta de un proceso. Cuando las sustancias participan en
una reacción química, la energía química se libera, almacena o se
convierte en otras formas de energía. Las reacciones pueden ser
endotérmicas (absorben calor, signo del calor es positivo) o
exotérmicas (liberan calor , signo de calor es negativo)
Ley de la conservación de la energía: la energía total del
universo permanece constante. Todas las formas de energía se
pueden convertir unas en otras
Calor: transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas

1000 gr agua flujo de calor 100 gr café

40°C 70°C

Mayor energía térmica Menor energía térmica

La energía química es una forma de energía que se almacena en las unidades

estructurales de las sustancias; esta cantidad se determina por el tipo y arreglo
de los átomos que constituyen cada sustancia. Cuando las sustancias participan
en una reacción química, la energía química se libera, almacena o se convierte
en otras formas de energía.
Cambios de energía en las reacciones químicas
A menudo los cambios de energía que ocurren durante las reacciones químicas. Por
ejemplo, las reacciones de combustión Casi todas las reacciones químicas absorben o
producen (liberan) energía, por lo general en forma de calor. En general hablamos de
“calor absorbido” o “calor liberado” para describir los cambios de energía que ocurren
durante un proceso.
Termoquímica: estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas.
Sistema o la parte específica del universo que nos interesa. Para los químicos, los
sistemas por lo general incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios
químicos y físicos. Por ejemplo, suponga un experimento de neutralización ácido-base,
en el que el sistema es un recipiente que contiene 50 mL de HCl al cual se agregan 50
mL de NaOH. Los alrededores son el resto del universo externo al sistema.
Tipos de sistemas.
1) Abierto puede intercambiar masa y energía, generalmente en forma de calor, con
sus alrededores.
2) Cerrado, el cual permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa.
3) Aislado, que impide la transferencia de masa o energía,
Introducción a la termodinámica
La termodinamica: estudia conversión del calor y otras formas de energía. Las
leyes de la termodinámica proporcionan guías útiles para entender la
energética y la dirección de los procesos. Examina los cambios en el estado de
un sistema, que se define por los valores de todas sus propiedades
macroscópicas importantes, por ejemplo, composición, energía, P, V y T.
Estado1 : P1,V1,T1
Estado 2 :P2,V2,T2
Proceso : cambio de estado 1 (estado inicial) al estado2 (estado final) siguiendo
un camino
Tipos de procesos : Isotérmico, isobárico, isocórico, adiabático
Funciones de estado: propiedades determinadas por el estado del sistema, sin
importar cómo se haya alcanzado ( es decir el camino recorrido) esa condición,
solo depende del estado inicial y estado final. Ejemplo U, P, T, V, mas adelante
se vera S (entropía),H (entalpia),G (energía libre de Gibbs); el trabajo no es
función de estado
Primera ley de la termodinámica
Establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni
destruir. Podemos demostrar la validez de la primera ley midiendo sólo el cambio de la
energía interna de un sistema entre su estado inicial y su estado final. El cambio en la energía
interna ΔU está dado por
ΔU = Ufinal- Uinicial
La energía interna de un sistema tiene dos componentes: energía cinética y energía potencial.
No se puede calcular U pero sí podemos determinar en forma experimental los cambios de
energía.
En química, generalmente estudiamos los cambios asociados al sistema (como un matraz con
reactivos y productos) y no a los alrededores. Por lo tanto, una forma más útil para la primera
ley es
ΔU = q + w

W(+) compresión W(-) expansión

SISTEMA
q (+) endotérmico q (-) exotérmico
Trabajo(w)
w= Fuerza * distancia = F*d
Trabajo mecánico, trabajo eléctrico trabajo de superficie
(cuando explota una burbuja de jabón).
Una manera de ejemplificar el trabajo mecánico se logra
mediante el estudio de la expansión (Vfinal > Vinicial ) o
compresión (Vfinal < Vinicial ) de un gas. Muchos procesos
químicos y biológicos implican cambios en el volumen de
gases. En la figura se muestra un gas en un cilindro cerrado con
un pistón móvil que no pesa y no provoca fricción, bajo ciertas
condiciones de T, P y V. Cuando se expande, el gas empuja el
pistón hacia arriba en contra de la presión atmosférica externa
P, que es constante. El trabajo que realiza el gas sobre los
alrededores es
W = -P*ΔV = -P*(Vfinal – Vinicial)
W ≡ atm . L ≡ L . atm
1 L-atm = 101.3 J
El signo menos en la ecuación se debe al convenio para w
Si P es cero (es decir, si el gas se expande contra el vacío), el
trabajo realizado también debe ser cero.
Calor (q)
Por ejemplo, se necesitan 4 184 J de energía para elevar la T de 100 g de agua de 20°C
a 30°C. Esta energía se puede obtener
a) Directamente como energía calorífica mediante un mechero de Bunsen, sin hacer
nada al agua;
b) Haciendo trabajo sobre el agua, pero sin añadirle energía calorífica (por ejemplo,
batiéndola con un agitador magnético), o
c) Combinando los procedimientos descritos en a) y b).

Esta sencilla ilustración muestra que el calor asociado con determinado proceso,
como el trabajo, depende de cómo se lleve a cabo dicho proceso. Es importante
observar que sin importar el procedimiento que se utilice, el ΔU del sistema depende
de la suma de (q + w). Si cambiar la ruta del estado inicial al final incrementa el valor
de q, entonces esta acción disminuirá el valor de w en la misma cantidad y viceversa,
así que ΔU permanece sin cambio. En resumen, el calor y el trabajo no son funciones
de estado porque no son propiedades de un sistema. Se manifiestan sólo durante un
proceso (durante un cambio).
6.1 Cierto gas se expande de un volumen de 2.0 L a 6.0 L a temperatura constante.
Calcule el trabajo realizado por el gas si la expansión ocurre: a) contra el vacío y b)
contra una presión constante de 1.2 atm.
a) W = - P*ΔV = -0* ΔV =0
b) W = - P*ΔV = -1.2 atm (6.0 L -2.0 L) = -4.8 L . atm = 4.9*102 J

6.2 El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro, como el que se

muestra en la figura de lamina 7 es de 462 J. Durante este proceso hay
transferencia de calor de 128 J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de
energía interna para este proceso.
w = + 462 (compresión) ; q=-128 (exotérmico)
ΔU = q + w = -128 + 462 = 334 J
Entalpía de las reacciones químicas
a)Proceso isocórico (V constantes)
ΔU =q – P*ΔV = qv
b)Proceso isobárico (P constantes)
qp = ΔU + P*ΔV
Definición de entalpia H= U + PV
Cambio de entalpia ΔH= ΔU + PΔV = qp
Cambio de entalpia de reacciones ΔH=Hproductos - Hreactantes
Las unidades de ΔH, ΔU, q y PΔV deben estar expresados en J o J/mol
Ecuaciones termoquímicas
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH= -890.4 kJ/mol
La unidad “por mol de reacción” para ΔH significa que cuando 1 mol de CH4 reacciona con 2
moles de O2 para producir 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O líquida, se liberan 890.4 kJ de
energía calorífica a los alrededores. Es importante recordar que el valor DH no se refiere a un
reactivo o producto en particular. Simplemente significa que el valor mencionado de Δ H se
refiere a todas las especies que reaccionan en cantidades molares. Por lo tanto, se pueden
crear los siguientes factores de conversión:
−890.4 𝑘𝐽 −890.4 𝑘𝐽 −890.4 𝑘𝐽 −890.4 𝑘𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝐻4 2 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 2 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂

1)Cuando escribimos ecuaciones termoquímicas, debemos especificar siempre los estados

físicos de todos los reactivos y productos, debido a que esto ayuda a determinar los cambios
reales de entalpía.
2) Si multiplicamos ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces ΔH
también debe multiplicarse por el mismo factor.
3) Cuando invertimos una ecuación, cambiamos los papeles de reactivos y productos. Como
consecuencia, la magnitud de ΔH para la ecuación se mantiene igual, pero cambia el signo.
4) Cuando se suman dos o mas reacciones termoquímica el ΔH de la reacción sumada es la
suma de los ΔH de cada sumandos
Relación de ΔU y ΔH
ΔH= ΔU + PΔV = ΔU + R*T* Δng

R= 8.314 J K-1 mol-1

T = °C + 273.15
Δng= σ 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝒈𝒂𝒔𝒆𝒐𝒔𝒐𝒔 𝑑𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠- σ 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝒈𝒂𝒔𝒆𝒐𝒔𝒐𝒔 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠

6.4 Calcule el cambio en la energía interna cuando 2 moles de CO se convierten en 2 moles de CO2 a
1 atm y 25°C.
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ΔH= -566.0 kJ/mol = - 566000 J/mol

ΔH = ΔU + 8.314 R*T* Δng

-566000 = ΔU + 8.314*298.15 (2-3)
ΔU = -563524 J/mol = 563.541 kJ/mol
6.3 Dada la siguiente reacción termoquímica 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) ΔH=- 198.2 kJ/mol
calcule el calor emitido cuando 87.9 g de SO2 (masa molar= 64.07 g/mol) se convierte en SO3.
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂 −198.2 𝑘𝐽
87.9 gr SO2 * 64.07 𝑔𝑟𝑆𝑂2 * 2 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂 = 1.36*102 kJ
2 2
ΔH estándar de formación (Δ𝐻𝑓0 )
Δ𝐻𝑓0 de un compuesto es el cambio de
calor relacionado cuando se forma 1 mol
de compuesto a partir de sus elementos (
por esto es el subíndice “f”)a una presión
de 1 atm y 25°C (por esto es el
superíndice “0”).
½ H2(g) + ½ Cl2 →HCl((g) Δ𝑯𝟎𝒇 = -92.3 kJ/mol

Δ 𝐻𝑓0 para los elementos a estas

condiciones será siempre cero

Δ𝐻𝑓0 para el C6H6(l) = 49.0 kJ/mol

ΔH de reacción a estado estándar (Δ𝑯𝟎𝒓𝒙𝒏 ) Método directo
Se aplica la Ley de Hess
aA + b B → c C + d D
0
Δ𝐻𝑟𝑥𝑛 = σ 𝑛 ∗ Δ𝐻𝑓0 (productos) - σ 𝑚 ∗ Δ𝐻𝑓0 (reactantes)
Donde n y m son coeficientes estequiométricos

0
Calcular el Δ𝐻𝑟𝑥𝑛 usando los Δ𝐻𝑓0 de tablas de la siguiente reacción
Dato de problema Δ𝐻𝑓0 (C6H14(l) = -198.7
2 C6H14(l) + 19 O2(g) → 12 CO2(g) + 14 H2O(g)

0
Δ𝐻𝑟𝑥𝑛 = 12Δ𝐻𝑓0 (CO2(g) ) + 14Δ𝐻𝑓0 (H2O(g)) - 2Δ𝐻𝑓0 (C6H14(l) ) + 19Δ𝐻𝑓0 (O2(g))

0
Δ𝐻𝑟𝑥𝑛 = 12(−393.5 ) + 14 (−241.8) - 2 (−198.7) + 19 (0) = -7709.8 kJ
ΔH de reacción a estado estándar (Δ𝐻𝑟𝑥𝑛0 ) Método indirecto

Es una variante de la ley de Hess

Problema : A partir de la información termoquímica sobre los siguientes
procesos de combustión a 298 K
C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393.5 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH=-285.8 kJ
2C6H6(l) + 15 O2(g) →12 CO2(g) + 6H2O(l) ΔH=-6534.8 kJ
Calcule el Δ𝐻𝑓0 del C6H6(l)
En otra palabras lo que quiere el problema es encontrar
6 C(grafito) + 3 O2(g) → C6H6(l)
Multipliquemos por 6 a la 1° reacción
6 C(grafito) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) ΔH=-393.5*6 kJ
Multipliquemos por 3 a la 2° reacción
3H2(g) + 3/2 O2(g) → 3H2O(l) ΔH=-285.8 *3 kJ
Inviértanos la 3° reacción y multipliquemos por ½
6 CO2(g) + 3 H2O(l) → C6H6(l) + 7.5 O2(g) ΔH= +6534.8 *1/2 kJ
Sumando las tres ultimas ecuaciones obtenemos
6 C(grafito) + 3 O2(g) → C6H6(l)
Calculando su su ΔH
0 = (-393.5*6 ) + (-285.8 *3) + (+6534.8 *1/2) = 49 kJ
Δ𝐻𝑟𝑥𝑛
Tras comprobarse que se debe a 1 mol de C6H6(l) a partir de sus elementos
Δ𝐻𝑓0 = 49 kJ/mol
Calor de disolución
En la gran mayoría de los casos, la disolución de un soluto en un disolvente produce cambios de calor
que pueden medirse. A presión constante, el cambio de calor es igual al ΔH. El calor de disolución o ΔH
de disolución, ΔHdisol, es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en
cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHdisol representa la diferencia entre la entalpía de la
disolución final y la entalpía de los componentes originales (es decir, soluto y disolvente) antes de
mezclarse. Así ΔHdisol = Hdisol - Hcomponentes
No es posible medir Hdisol ni Hcomponentes, pero en un calorímetro a P constante se puede determinar
rápidamente su diferencia, ΔHdisol. Considere el calor de disolución de un proceso donde el soluto es un
compuesto iónico y el disolvente es el agua. Por ejemplo, ¿qué sucede cuando el NaCl sólido se
disuelve en el agua? En el NaCl sólido, los iones Na+ y Cl- están fuertemente unidos por fuerzas
positivas y negativas (electrostáticas); pero cuando un pequeño cristal de NaCl se disuelve en agua, la
red tridimensional de iones se rompe en sus unidades individuales. (La estructura del NaCl sólido s
cubica) Los iones Na+ y Cl- separados se estabilizan en disolución por su interacción con las moléculas
de agua. Se dice que estos iones están hidratados. En este caso, el agua funciona igual que un buen
aislante eléctrico. Las moléculas de agua protegen los iones (Na+ y Cl- ) unos de otros y reducen de
manera eficaz la atracción electrostática que los mantiene unidos en el estado sólido. El calor de
disolución se define mediante el siguiente proceso
NaCl(s) +H2O(l) → Na+ (ac) + Cl- (ac) ΔHdisol =¿?
La disolución de un compuesto iónico, como el NaCl en agua, implica interacciones complejas entre las
especies del soluto y del disolvente. Sin embargo, desde el punto de vista de este análisis podemos
imaginar que el proceso de disolución tiene lugar por separado en los dos pasos que se muestran en la
figura 6.11. Primero, los iones Na+ y Cl- en el sólido cristalino se separan unos de otros al pasar al
estado gaseoso:
Energía + NaCl(s) → Na+ (g) + Cl- (g)
La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto sólido iónico en
sus iones en estado gaseoso se llama energía reticular o de red (U). La energía reticular del
NaCl es de 788 kJ/mol. En otras palabras, es necesario suministrar una energía de 788 kJ para
separar 1 mol de NaCl sólido en 1 mol de iones Na+ y 1 mol de iones Cl-. El siguiente paso
consiste en que los iones “gaseosos” Na+ y Cl-, en contacto con el agua, se hidratan:
Na+ (g) + Cl- (g) +H2O(l) → Na+ (ac) + Cl- (ac) + Energía
El ΔH asociado al proceso de hidratación se llama calor de hidratación, Δ (el calor de
hidratación tiene un valor negativo para cationes y aniones). Mediante la ley de Hess, es
posible considerar ΔHdisol como la suma de dos cantidades relacionadas, la energía reticular
(U) y el calor de hidratación (ΔHhidr), como se muestra en la fi gura 6.11:
Δhdisol = U + ΔHhidr
Por lo tanto
NaCl(s) → Na+ (g) + Cl- (g) U= 788 kJ/mol
Na+ (g) + Cl- (g) +H2O(l) → Na+ (ac) + Cl- (ac) ΔHhidr=-784 kJ/mol
NaCl(s) + H2O → Na+ (ac) + Cl- (ac) ΔHdisol = 4 kJ/mol
Como consecuencia, cuando se disuelve 1 mol de NaCl en agua, se absorben de los
alrededores 4 kJ de calor. Este efecto se puede observar porque el recipiente que contiene la
disolución se enfría ligeramente. En la tabla 6.5 se muestran valores de ΔHdisol de algunos
compuestos iónicos. Dependiendo de la naturaleza del catión y el anión implicados, el valor
de ΔHdisol de un compuesto iónico será negativo (exotérmico) o positivo (endotérmico).
Calor de dilución
Cuando se diluye una disolución preparada previamente, es decir, cuando se le adiciona
más disolvente para disminuir la concentración total 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. Si cierto proceso de disolución es endotérmico y dicha disolución se diluye
posteriormente, la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. Lo contrario
ocurre para un proceso exotérmico de disolución: se libera más calor si se añade más
disolvente para diluir la disolución. Por lo tanto, siempre se debe tener cuidado cuando
se trabaja en el laboratorio con procesos de dilución. Debido a que es altamente
exotérmico el calor de dilución del H2SO4 conc, resulta peligroso disminuir su
concentración agregando agua. El H2SO4 conc está constituido por 98% de ácido y 2%
de agua en masa. Al diluirlo con agua, libera una gran cantidad de calor hacia los
alrededores. Este proceso es tan exotérmico que jamás se debe intentar diluir el ácido
concentrado agregándole agua. El calor que genera puede causar que la disolución del
ácido hierva y se proyecte fuera del recipiente. El procedimiento que se recomienda
seguir es agregar poco a poco el ácido concentrado al agua (mientras se agita
constantemente).
Calorimetría
Calorímetro: , recipiente cerrado diseñado específicamente para
medir cambios de calor de los procesos físicos y químicos
Calor específico(s) de una sustancia es la cantidad de calor que se
requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo
de la sustancia. Sus unidades son J g -1 °C-1 .
Capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor
que se requiere para elevar 1°C la temperatura de determinada
cantidad de la sustancia. Sus unidades son J/°C.
C =m*s →
m =masa de la sustancia en gramos.
El s el agua es 4.184 J/g °C, y la capacidad calorífica de 60.0 g de
agua es
C=(60.0 g)(4.184 J/g °C) = 251 J/°C
En la tabla adjunta se muestra el calor específico de algunas
sustancias comunes.
Las ecuaciones para calcular el cambio de calor están dadas por
q=m*s* ΔT=C *ΔT
Calorimetría a volumen constante
El calor de combustión por lo general se mide colocando una masa conocida de un compuesto en un
recipiente de acero, llamado bomba calorimétrica a V cte , que se llena con O2 aproximadamente a 30
atm de P. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua, como se muestra en la
figura. La muestra se enciende eléctricamente, y el calor producido por la reacción de combustión se
calcula con exactitud registrando el aumento en la T del agua. El calor liberado por la muestra es
absorbido por el agua y por el calorímetro. El diseño especial de la bomba calorimétrica permite
suponer que no hay pérdida de calor (o de masa) hacia los alrededores durante el tiempo en que se
realizan las mediciones. Como consecuencia, se dice que la bomba calorimétrica y el agua en la cual se
sumerge constituyen un sistema aislado. Debido a que no entra ni sale calor del sistema durante el
proceso, el cambio de calor del sistema (qsistema) debe ser cero y podemos escribir
qsistema = qcalorimetro + qreacccion= 0 → qreacccion =- qcalorimetro
𝑞
qcalorimetro= Ccalorimetro *ΔT → Ccalorimetro = 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑜
Δ𝑇
La cantidad Ccalorimetro se calibra mediante la combustión de una sustancia cuyo calor de combustión se
conoce con exactitud. Por ejemplo, se sabe que la combustión de 1 g de ácido benzoico (C6H5COOH)
libera 26.42 kJ de calor. Si el aumento en la temperatura es de 4.6738C, entonces la capacidad
calorífica del calorímetro está dada por Una vez que se ha determinado Ccalorimetro, el calorímetro se
puede utilizar para medir el calor de la combustión de otras sustancias. Como en una bomba
calorimétrica las reacciones ocurren en condiciones de V cte y no de P cte, los cambios de calor
corresponden a ΔU, y no al ΔH . La ecuación (6.10) puede usarse para corregir los cambios de calor
medidos de forma que correspondan con los valores de ΔH, pero debido a que en general la corrección
es muy pequeña, no analizaremos los detalles del procedimiento de corrección.
Calorimetría a presión constante
Un dispositivo más sencillo que el calorímetro a V
cte , utilizado para determinar los cambios de calor
en reacciones diferentes a la combustión, es el
calorímetro a P cte. De manera simple, un
calorímetro a P cte se puede construir con dos
vasos desechables de espuma de poliestireno,
como se muestra en la figura . Este dispositivo
mide el efecto del calor de una gran cantidad de
reacciones, como neutralizaciones ácido-base y
calores de disolución y dilución. Debido a que la P
es cte , el cambio de calor para el proceso (qreac) es
igual al ΔH. Como en el caso del calorímetro a V
constante, consideramos el calorímetro como
sistema aislado. Además, la pequeña capacidad
calorífica de los vasos de espuma de poliestireno
es despreciable en los cálculos.
6.5 Una muestra de 466 g de agua se calienta desde 8.50°C hasta 74.60°C. Calcule la cantidad de calor
absorbido por el agua.
q=m*s* ΔT=466 *4.184 J gr-1C-1* (74.60°C -8.50°C) = 128878 J = 128.878 kJ

6.6 Una muestra de 1.435 g de naftaleno (C10H8),, se quema en una bomba calorimétrica a V cte. Como
consecuencia, la T del agua se eleva de 20.288C a 25.958C. Si la capacidad calorífica de la bomba más
el agua fue de 10.17 kJ/°C, calcule el calor de combustión del C10H8 sobre una base molar, es decir,
encuentre el calor de combustión molar
qreaccion= - Ccalorimetro *ΔT = -(10.17 kJ/°C )*(25.958-20.288)°C =-57.66 kJ

−57.66 𝑘𝐽 128.2 𝑔𝑟 𝐶10 𝐻8

* 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶 𝐻 = -5151 kJ/mol
1.435 𝑔𝐶10 𝐻8 10 8

6.7 Una granalla de Pb con una masa de 26.47 g a 89.98°C se colocó en un calorímetro a P cte de
capacidad calorífica despreciable que contenía 100.0 mL de agua. La T del agua se elevó de 22.50°C a
23.17°C. ¿Cuál es el calor específico de la granalla de Pb?
Calor ganado por agua = - calor perdido por Pb
100*4.184*(23.17-22.50) = - 26.47* sPb *(23.17-89.98)
sPb= 0.1585 J/g °C
6.8 Una muestra de 100 mL de HCl 0.500 M se mezcla con 100 mL de NaOH
0.500 M en un calorímetro a P cte de capacidad calorífica despreciable. La T
inicial de las disoluciones de HCl y NaOH es la misma, 22.50°C, y la T final de la
mezcla es de 25.86°C. Calcule el cambio de calor de la reacción de neutralización
sobre una base molar
qreaccion = - m*s *ΔT = -200*4.184*(25.86-22.50) = -2811.648 J = - 2.811 kJ
Como se hace reaccionar 0.0500 moles HCl y consumen completamente 0.0500
moles de NaOH para producir 0.0500 moles de H2O
−2.811
qreaccion = 0.0500 = - 56.22 kJ/ mol