UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE NUEVO LEÓN

FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

Laboratorio de Fisicoquímica

Práctica No. 2 “Calor de Neutralización”

Maestros:

Mónica María Alcalá Rodríguez

Celene Yazmin Fragoso Fernández

Grupo No. 002 Brigada No. 1 Equipo No. 5

Matrícula Nombres Firma

1962023 Dorantes Barbosa Julieta

1964769 Sánchez Salazar Alejandro

Semestre: Agosto – Enero 2023

San Nicolás de los Garza, Nuevo León a 21 de Septiembre de 2022

Práctica No. 2 “Calor de Neutralización”

Objetivo

Evaluar los datos experimentales obtenidos en la determinación del calor de

neutralización de una base con un ácido fuerte mediante la técnica calorimétrica para
determinar la precisión de las mediciones y realizar un análisis comparativo con los
datos que se proponen al final de esta práctica.

Marco teórico

Algunos de los procesos más importantes en los sistemas químicos y biológicos son
reacciones ácido-base en disolución acuosa, las reacciones entre un ácido y una base
se llaman reacciones de neutralización, donde generalmente, dicha reacción forma
[1]
agua y una sal. Esta reacción está sujeta a cambios de energía en forma de calor,
donde el calor liberado o generado puede tomarse como la variación de la entalpía
(∆H), si la reacción ocurre a presión constante.

El calor de neutralización puede definirse como la variación de la entalpía cuando

cantidades equivalentes de un gramo de ácido es completamente neutralizado por un
[2]
gramo de una base en solución acuosa altamente diluida. En una solución acuosa
altamente diluida, es siempre constante -13.7, y no depende de la composición del
ácido o base fuertes que participe en la neutralización.

Ahora bien, la siguiente ecuación expresa el calor generado al neutralizar un ácido y

una base:

Q=( C Sist +mtotal C P , H 20 ) × ∆T

(1)

Dónde:

Q= Calor generado de neutralización [=] J

CSist= Capacidad calorífica del calorímetro [=] J/K

Mtotal= Masa total de la solución experimental [=] g

CPH2O= Calor específico del agua, 4.184 J/g-K

∆T= Cambio de temperatura debido a la reacción de neutralización [=] K

Por otro lado, una variable eficiente para calcular la capacidad calorífica en un
calorímetro es mezclando agua a diferentes temperaturas dentro de él y evaluando la
temperatura final, el cambio de temperatura se puede correlacionar con la energía
absorbida por la masa de agua fría y el calor cedido por el sistema, esto según:

Flujo de calor del sistema al medio=0

Flujo de calor del sistema al medio= ( Calor absorbido por la masa de agua fría ) + ( Calor cedido por el sistema

Por lo tanto:

( Calor absorbido por la masa de agua fría ) =−( Calor cedido por el sistema combinado )

Este análisis de condensa en la siguiente ecuación:

m fría C P , H 2O ( T fn −T ¿fría )=−( Csist +mamb C P ,H 2 O ) (T fn −T sist

¿ )

(2)

Dónde:

mfría= Masa de agua fría a baja temperatura [=] g

mamb= Masa de agua a temperatura del sistema [=] g

Tinfría= Temperatura inicial del agua fría [=] K

Tinsist= Temperatura inicial del agua en el sistema [=] K

Tfn= Temperatura final del sistema [=] K

Y bien, resolviendo para Csist de la ecuación 2 se obtiene:

mfría C P , H 2 O ( T fn −T ¿ ) −mamb C P , H 2 O ( T ¿ −T fn )
fría sist

C sist =
( T ¿sist −T fn)
(3)

Por último, para medir el calor de neutralización se utiliza la ecuación 1, usando la

misma masa total de agua que se utilizó en la determinación de la capacidad calorífica
del calorímetro. Este calor puede referirse a los moles de agua formados en el proceso
de neutralización de la siguiente manera:

Q J
q= [¿ ]
n mol

(4)

Hipótesis

Mediante la técnica calorimétrica es posible evaluar los datos experimentales obtenidos

en la determinación del calor de neutralización de una base con un ácido fuerte y así
poder determinar la precisión de estas realizando un análisis comparativo.

Material

 Termo Dewar
 Termómetro de escala expandida
 Probeta de 500 mL
 Pipeta de 50 mL
 Vaso de precipitado de 250 a 600 mL

Sustancias

 Hidróxido de sodio 0.2 N

 Ácido clorhídrico 0.8 N
 Agua destilada

Procedimiento

a. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro:

 Inicio

Se colocaron 450 mL de Se agitó Se midió temp. A

agua destilada moderadamente intervalos de 20 seg
Termo Dewar

Se repitió este Se agitó y registró temp. Se tomaron 50 mL de

proceso 3 veces a intervalos de 20 seg agua a 5°C y se añadió
Termo Dewar

Se determinó el Se calculó la capacidad Fin

promedio de los datos calorífica

b. Determinación del calor de neutralización:

Inicio

Se midieron 400 Se añadió y agitó

Se secó el termo
mL de NaOH 0.2 N disolución
Termo Dewar Probeta

Se registró el cambio Se añadió rápidamente Se tomó temp. cada

de temperatura 100 mL HCl 0.8 N 20 seg
Termo Dewar

Fin

Interpretación, análisis y discusión de resultados

A continuación, se presentan los datos experimentales obtenidos en la realización de
esta práctica:

Parte a)

No. Prueba Tinsist, °C Tinfría, °C Tfn, °C

1 26 6 25
2 27 4 25
3 27 4 25

Tabla 1. Temperaturas experimentales registradas a)

Antes de continuar con la determinación del calor de neutralización, se determinó la

capacidad calorífica del calorímetro. Dicha capacidad, es la propiedad que determina
cuanta energía es necesaria absorber por las sustancias para que estás puedan
aumentar un grado su temperatura.

Como el valor de la capacidad calorífica del agua es muy alto, esta necesita absorber
mucha energía para poder elevar un grado su temperatura por unidad de masa. Por
ende, esta prueba es del tipo proceso adiabático porque no existe intercambio de
energía con el exterior.

Considerando las condiciones del agua estándar:

mfría =50 ml ( mL
1g
)=50 g
mamb =450 ml ( mL
1g
)=450 g
Como referencia se utilizó el valor reportado del calor especifico del agua:
J
c p , H 20=4.184 K
g

Ahora se procede a calcular la capacidad calorífica del sistema con la siguiente

ecuación:
 mfría c pH 20 ( T fn−T ¿ )−mamb C p , H 20 (T ¿ sist −T fn)
Fría

C sist =
( T ¿sist −T fn)
Ecuación 1. Capacidad calorífica del sistema

( 50 g ) ( 4.184 J /g ∙ K )( 21 ° K )−( 450 g ) ( 4.184 J /g ∙ K ) (2 ° K )

C sist = =¿
( 2° K )

J
C sist =313.8
K

Se tomaron los valores de la prueba número 3, debido a que las temperaturas

registradas tenían valores constantes.

Parte b)

No. Prueba TinHCl, °C Tinsist, °C Tfnsist, °C

1 28 28 29
2 28 28 29
3 28 28 29
Tabla 1. Temperaturas experimentales registradas b)

En esta parte de la práctica, se tomó la lectura de la temperatura de 400mL de NaOH

hasta que estos valores fueran constantes en 3 ocasiones (como se muestra en la tabla
2). Después de esto, se agregó inmediatamente 100mL de la disolución de HCl y se
registraron las temperaturas como se muestran en la tabla 2.

Hay que tomar en cuenta que se llevó a cabo una reacción ácido base, dando como
productos de la reacción una sal y agua, así mismo, teóricamente se llevó a cabo una
reacción exotérmica la cual quiere decir que hay desprendimiento de calor, es por eso
que tiene sentido que la temperatura sea mayor que al inicio.

Calor de neutralización general, Q

Para poder calcular el calor de neutralización general es necesario calcular la masa

total, lo cual se sumaron 450 y 50 gramos de 𝐻2O obteniendo lo siguiente:

mTotal =500 g H 2 O

Para calcular ∆𝑇 se buscó la diferencia entre la temperatura inicial y final:

 ∆𝑇 = 302.15 𝐾 – 301.15 𝐾 = 1 𝐾

Con los datos necesarios ya obtenidos, se sustituyen en la siguiente formula,

respectivamente:

Q=( C sis +mtotal c pH 20 ) × ∆ T

𝑄 = (313.8𝐽/𝐾) + (500 𝑔)(4. 184 𝐽/𝑔 − 𝐾) × 1 𝐾 = 2405.8 𝐽

𝑄 𝑓𝑟í𝑎 = 2405.8 𝐽

Qsist=-Qfría = -2405.8 𝐽

Reactivo limitante:

NaOH (ac) + HCl(ac ) → NacL(ac) + H 2 O(l)

moles NaOH
0.2 (0. 4 L)=0. 08 moles NaOH
L

moles HCl
0.08 (0.1 L)=0. 08 moles HCl
L

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol NaOH )( mol )
NaCl 58.44 g
=4. 68 g NaCl

Ambos reactivos se terminan de consumir simultáneamente.

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol HCl )
H O2
=0. 08 moles H O 2

Calor específico de neutralización

𝑛 = 0. 08 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂

Q −2405.8 J J
q= = =−30,072.5
n 0.08 moles mol

Porcentaje de desviación

Tomando en cuenta como valor teórico: -13.7 kcal/mol = -57,320.8 J/mol

 % desviación= |valor teórico−valor experimental
valor teórico |×100

| |
J J
−57,320.8 −(−30,072.5 )
mol mol
% desviación= × 100=4.7 %
J
−57,320.8
mol

El valor experimental obtenido fue de -30,072 J/mol y al tener signo negativo quiere
decir que es una reacción exotérmica lo cual tiene coherencia con la teoría. Sobre el
porcentaje de desviación, el valor fue medianamente aceptable, debido a que la
dispersión de error de los datos fue promedio, o sea, se obtuvo un rendimiento óptimo.

Datos experimentales por evaluar

Primer caso: Parte a)

T¿      T fn
sist Fría
T¿
No. de Prueba (°C) (K) (°C) (K) (°C) (K)
1 26.6 299.75 4.6 277.75 24.7 297.85
2 27.2 300.35 4.5 277.65 25.0 298.15
3 27.1 300.25 4.4 277.55 25.2 298.35
Promedio 26.97 300.12 4.5 277.65 24.97 298.12
Tabla 3. Datos experimentales caso 1 parte a)

Para identificar las cantidades másicas correspondientes a cada volumen, se tomó

en cuenta la densidad del agua en condiciones estándar:

mfría =50 ml ( mL
1g
)=50 g
mamb =450 ml ( mL
1g
)=450 g
Se tomó como referencia el valor reportado de calor especifico del agua:

J
c p , H 20=4.184 ∗K
g
 mfría c pH 20 ( T fn−T ¿ )−mamb C p , H 20 (T ¿ sist −T fn)
Fría

C sist =
( T ¿sist −T fn)

C sist =
( J
) J
(
( 50 g ) 4.184 ∗K ( 298.12 K−277.65 K )−( 450 g ) 4.184 ∗K ( 300.12 K −298.12 K )
g g
=¿
)
(300.12 K−298.12 K )

J
C sist =¿ 258.36
K

Parte b)

T ¿ HCl T ¿sist T fn sist

No. de Prueba (°C) (K) (°C) (K) (°C) (K)
1 27.2 300.35 27.2 300.35 28.9 302.05
Tabla 3. Datos experimentales caso 1 parte b)

Calor de neutralización general

Para calcular la masa total se sumaron los 450 g de 𝐻2O+ 50 g de 𝐻2O dando como

resultado:

mTotal =500 g H 2 O

Para calcular ∆𝑇 se buscó la diferencia entre la temperatura inicial y final:

∆𝑇 = (302.05 K – 300.35 K) = 1.7 K

Se tomó como referencia el valor reportado de calor especifico del agua:

J
c p , H 20=4.184 K
g

Con los datos necesarios ya obtenidos, se sustituyen en la siguiente formula,

respectivamente:

Q=( C sis +mtotal c pH 20 ) × ∆ T

(
𝑄 = 258.36
J
K ) (J
)
+ ( 500 g ) 4.184 ∗K ×1.7 K = 3,995.61 J
g
 𝑄 𝑓𝑟í𝑎 = 3,995.61 J

Qsist=-Qfría = -3,995.61 J

Reactivo limitante:

NaOH (ac) + HCl(ac ) → NacL(ac) + H 2 O(l)

moles NaOH
0.2 (0. 4 L)=0. 08 moles NaOH
L

moles HCl
0.08 (0.1 L)=0. 08 moles HCl
L

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol NaOH )( mol )
NaCl 58.44 g
=4. 68 g NaCl

Ambos reactivos se terminan de consumir simultáneamente.

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol HCl )
H O
2
=0. 08 moles H O 2

Calor específico de neutralización:

𝑛 = 0. 08 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂

Q −3,995.61 J J
q= = =−49,945.12
n 0. 08 moles H 2 O mol

Porcentaje de desviación:

Valor teórico = -13.7 kcal/mol = -57,320.8 J/mol

% desviación= |valor teórico−valor experimental

valor teórico |×100

| |
J J
−57,320.8 −(−49,945.12 )
mol mol
% desviación= ×100=12.86 %
J
−57,320.8
mol
El valor del porcentaje de desviación estándar fue mayor a 5%, esto quiere decir que hubo una
dispersión de datos, por lo que, puede que haya ocurrido algún error en las tomas de la lectura de
temperaturas.

Segundo caso: Parte a)

sist
T¿   T¿
Fría
   T fn
No. de Prueba (°C) (K) (°C) (K) (°C) (K)
1 26.1 299.25 4.0 277.15 24.5 297.65
2 24.5 297.65 5.0 278.15 23.0 296.15
3 24.0 297.15 5.0 278.15 23.0 296.15
Promedio 24.9 298.01 4.7 277.81 23.5 296.65
Tabla 3. Datos experimentales caso 2 parte a)

Para identificar las cantidades másicas correspondientes a cada volumen, se tomó

en cuenta la densidad del agua en condiciones estándar:

mfría =50 ml ( mL
1g
)=50 g
mamb =450 ml ( mL
1g
)=450 g
Se tomó como referencia el valor reportado de calor especifico del agua:

J
c p , H 20=4.184 ∗K
g

mfría c pH 20 ( T fn−T ¿ Fría ) −mamb C p , H 20 ( T ¿ sist −T fn )

C sist =
( T ¿sist −T fn)

C sist =
( J
g ) J
(
( 50 g ) 4.184 ∗K ( 296.65 K−277.81 K )−( 450 g ) 4.184 ∗K ( 298.01 K −296.65 K )
g )
( 298.01 K−296.65 K )
 J
C sist =¿ 1,015.23
K

Parte b)

T ¿ HCl T ¿sist T fn sist

No. de Prueba (°C) (K) (°C) (K) (°C) (K)
1 26.0 299.15 26.1 299.25 27.7 300.85
Tabla 4. Datos experimentales caso 2 parte b)

Calor de neutralización general

Para calcular la masa total se sumaron los 450 g de 𝐻2O+ 50 g de 𝐻2O dando como

resultado:

mTotal =500 g H 2 O

Para calcular ∆𝑇 se buscó la diferencia entre la temperatura inicial y final:

∆𝑇 = (300.85 K - 299.15 K) = 1.7 K

Se tomó como referencia el valor reportado de calor especifico del agua:

J
c p , H 20=4.184 K
g

Con los datos necesarios ya obtenidos, se sustituyen en la siguiente formula,

respectivamente:

Q=( C sis +mtotal c pH 20 ) × ∆ T

(
𝑄 = 1,015.23
J
K ) J
+(500 g)(4.184 ∗K )× 1.7 K
g

𝑄 𝑓𝑟í𝑎 = 5,282.29 J
 Qsist=-Qfría = -5,282.29 J

Reactivo limitante:

NaOH (ac) + HCl(ac ) → NacL(ac) + H 2 O(l)

moles NaOH
0.2 (0. 4 L)=0. 08 moles NaOH
L

moles HCl
0.08 (0.1 L)=0. 08 moles HCl
L

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol NaOH )( mol )
NaCl 58.44 g
=4. 68 g NaCl

Ambos reactivos se terminan de consumir simultáneamente.

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol HCl )
H O
2
=0. 08 moles H O 2

Calor específico de neutralización:

𝑛 = 0. 08 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂

Q −5,282.29 J J
q= = =−66,028.62
n 0. 08 moles H 2 O mol

Porcentaje de desviación:

Valor teórico = -13.7 kcal/mol = -57,320.8 J/mol

% desviación= |valor teórico−valor experimental

valor teórico |×100

| ( )
|
J J
−57,320.8 − −66,028.62
mol mol
% desviación= × 100=15.19 %
J
−57,320.8
mol
Al dar una desviación estándar mayor a 5%, 15.19%, quiere decir que hubo dispersión
en los datos, por lo tanto, tuvo que haber ocurrido algún error experimental durante la
toma de los datos.

Tercer caso: Parte a)

T ¿sist   T ¿ Fría   T fn
No. de Prueba (°C) (K) (°C) (K) (°C) (K)
1 26.2 299.35 4.0. 277.15 24.0 297.15
2 25.0 298.15 3.0 276.15 23.2 296.35
3 25.0 298.15 3.0 276.15 23.5 296.65
Promedio 25.4 298.55 3.3 276.48 23.8 296.71
Tabla 5. Datos experimentales caso 3 parte a)

Para identificar las cantidades másicas correspondientes a cada volumen, se tomó

en cuenta la densidad del agua en condiciones estándar:

mfría =50 ml ( mL
1g
)=50 g
mamb =450 ml ( mL
1g
)=450 g
Se tomó como referencia el valor reportado de calor especifico del agua:

J
c p , H 20=4.184 ∗K
g

mfría c pH 20 ( T fn−T ¿ )−mamb C p , H 20 (T ¿ sist −T fn)

Fría

C sist =
( T fn−T ¿ Fría )

C sist =
( J
) J
(
( 50 g ) 4.184 ∗K ( 296.71 K−276.48 K )− ( 450 g ) 4.184 ∗K ( 298.55 K −296.71 K )
g g
=¿
)
( 298.55 K −296.71 K )
 C sist =¿ 417.263 J/K

Parte b)

sist
T ¿ HCl T ¿sist T fn
No. de Prueba (°C) (K) (°C) (K) (°C) (K)
1 26.9. 300.5 27.0 300.15 28..3 301.45
Tabla 6. Datos experimentales caso 2 parte b)

Calor de neutralización general

Para calcular la masa total se sumaron los 450 g de 𝐻2O+ 50 g de 𝐻2O dando como

resultado:

mTotal =500 g H 2 O

Para calcular ∆𝑇 se buscó la diferencia entre la temperatura inicial y final:

∆𝑇 = (301.45 K - 300.15K) = 1.3 K

Se tomó como referencia el valor reportado de calor especifico del agua:

J
c p , H 20=4.184 K
g

Con los datos necesarios ya obtenidos, se sustituyen en la siguiente formula,

respectivamente:

Q=( C sis +mtotal c pH 20 ) × ∆ T

(
Q= 417.263
J
K ) J
+(500 g)(4.184 ∗K ) × 1.3
g

𝑄 𝑓𝑟í𝑎 = 3262.04 J

Qsist=-Qfría = -3262.04 J

Reactivo limitante:

NaOH (ac) + HCl(ac ) → NacL(ac) + H 2 O(l)

 moles NaOH
0.2 (0. 4 L)=0. 08 moles NaOH
L

moles HCl
0.08 (0.1 L)=0. 08 moles HCl
L

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol NaOH )( mol )
NaCl 58.44 g
=4. 68 g NaCl

Ambos reactivos se terminan de consumir simultáneamente.

0. 08 moles NaOH ( 11mol

mol HCl )
H O
2
=0. 08 moles H O2

Calor específico de neutralización:

𝑛 = 0. 08 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂

Q −3262.04 J J
q= = =−40775.52
n 0. 08 moles H 2 O mol

Porcentaje de desviación:

Valor teórico = -13.7 kcal/mol = -57,320.8 J/mol

% desviación= |valor teórico−valor experimental

valor teórico |×100

| ( )
|
J J
−57,320.8 − −40775.52
mol mol
% desviación= ×100=28.86 %
J
−57,320.8
mol

Respecto a los resultados de cada caso experimental, puede decirse que tanto en el
caso 1 como en el caso 2 se encuentran con una diferencia no tan grande a
comparación al caso 3, el cual este tiene un porcentaje de desviación de 28.86%, el
cuál viene siendo un valor muy alto. Las razones posibles por las que se obtuvo un
valor tan alto (para el caso 3) puede ser por una mala lectura y registro de mediciones o
no tomando las medidas necesarias durante la realización de la práctica. Por otro lado,
para el caso 2, a pesar de que sigue siendo un valor considerablemente alto (12.86%) a
comparación de los caos 1 y 3, ese caso puede ser el más eficiente debido a tener el
porcentaje de desviación más bajo.

Conclusión

Con los valores obtenidos, es posible confirmar que la reacción de neutralización entre
el NaOH y el HCl es una reacción exotérmica, lo que quiere decir que hubo
desprendimiento de calor, también respaldando que el valor de la temperatura final del
sistema sea inicial que el de la temperatura inicial. Se puede concluir que los resultados
obtenidos sean de mayor magnitud respecto al valor reportado en la literatura.

La razón de esto se infiere puede relacionarse con la concentración y con la

temperatura.

Es probable que en la variabilidad de la temperatura de agua fría influyera de igual

manera.

Finalmente se cumplió la hipótesis pues el valor de calor de neutralización obtenido es

muy alto, ya que entre un ácido y base fuerte (electrolitos fuertes), la reacción general
que ocurre en la siguiente
−¿→ H 2 O ¿

H +¿+OH ¿

Mientras que si la fuerza del ácido y/o las bases fuera débil, el valor de calor de
neutralización tiene que ser menor pues son electrolitos débiles, es decir, que debido a
las fuerzas inter moleculares entre ellos al estar disueltos en agua, se disocia en iones
parcialmente, las cuales también absorben energía calorífica para la formación del
ácido o la base nuevamente a partir de los iones

Referencias
Chang, R., Química, McGraw-Hill Interamerican Editores, Sexta edición, U.S.A 2001,
[1]
págs 599 y 657, ISBN 970-10-6111-6

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL PERÚ. (2005, 2 noviembre). Recuperado 17 de

septiembre de 2022, de https://webcache.googleusercontent.com/search?
q=cache:4Qegg7RvvXkJ:https://utperu.instructure.com/files/2700746/download
[2]
%3Fdownload_frd%3D1+&cd=8&hl=es-419&ct=clnk&gl=mx