Ejercicio resuelto de Entalpía · Química · Galicia · 2024

PREGUNTA 7 [2 puntos (1 punto por apartado)].
En un laboratorio se dispone de una disolución acuosa de 100 mL de HCl 2,0 M y otra de 100 mL de NaOH 2,0 M.

7.1. Calcule el valor de la entalpía de neutralización expresado en kJ/mol, cuando se mezclan ambas disoluciones, sabiendo que el incremento de temperatura que se produce es de 12 °C. Datos: Considere despreciable la capacidad calorífica del calorímetro: calor específico(mezcla) = calor específico(agua) = 4,18 $\mathrm{J}\mathrm{/}\mathrm{g}{}^{\circ }\mathrm{C}$; densidades de las disoluciones del ácido y de la base = 1,0 g/mL.
7.2. Describa el procedimiento que se debe llevar a cabo indicando el material necesario para determinar la entalpía de neutralización.

$\mathbf{\text{7.1.}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{valor}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{entalp}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{neutralizaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{expresado}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{kJ/mol,}}\mathbf{\text{cuando}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{mezclan}}\mathbf{\text{ambas}}\mathbf{\text{disoluciones,}}\mathbf{\text{sabiendo}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{incremento}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{temperatura}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{produce}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{12}}\mathbf{\text{°C.}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

La reacción es la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte:

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{a}\mathrm{c})+\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}(\mathrm{a}\mathrm{c})\to \mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{a}\mathrm{c})+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})$

El calor que desprende la reacción lo absorbe la disolución resultante y se manifiesta en su subida de temperatura. La masa de esa disolución, con densidad 1,0 g/mL y volúmenes aditivos, es:

$m=(100+100)\cdot \mathrm{1,0}=200\mathrm{g}$

$Q=mc\mathrm{\Delta }T=200\cdot \mathrm{4,18}\cdot 12$

$Q=\mathrm{1,00}\cdot {10}^4\mathrm{J}=\mathrm{10,0}\mathrm{k}\mathrm{J}$

Faltan los moles de reacción. Se comprueba primero que ninguno de los dos reactivos queda en exceso:

$n(\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l})=\mathrm{2,0}\cdot \mathrm{0,100}=\mathrm{0,20}\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}$

$n(\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H})=\mathrm{2,0}\cdot \mathrm{0,100}=\mathrm{0,20}\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}$

La estequiometría es 1:1 y las cantidades coinciden, así que la neutralización es completa y se forman 0,20 mol de agua. La entalpía molar es el calor por mol, con signo negativo porque el proceso es exotérmico:

$\mathrm{\Delta }H=-{\displaystyle \frac{Q}{n}}=-{\displaystyle \frac{\mathrm{10,0}}{\mathrm{0,20}}}$

$\mathrm{\Delta }H=-\mathrm{50,2}\mathrm{k}\mathrm{J}\mathrm{/}\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}$

El valor tabulado es $-\mathrm{57,3}$ kJ/mol; la medida se queda algo corta, como es normal en un calorímetro sencillo, porque parte del calor se pierde hacia el ambiente y hacia el propio recipiente, cuya capacidad calorífica se ha despreciado.

$\mathbf{\text{7.2.}}\mathbf{\text{Describa}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{procedimiento}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{debe}}\mathbf{\text{llevar}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{cabo}}\mathbf{\text{indicando}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{material}}\mathbf{\text{necesario}}\mathbf{\text{para}}\mathbf{\text{determinar}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{entalp}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{neutralizaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

Lo que se necesita es un $\mathbf{\text{calor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{metro}}$, es decir, un recipiente lo más aislado posible en el que medir el cambio de temperatura que produce la reacción.

$\mathbf{\text{Material}}\mathbf{\text{necesario}}$: vaso de precipitados, material aislante para forrarlo (corcho, poliestireno expandido o tela aislante), tapa de corcho con dos orificios, termómetro de décimas de grado, varilla agitadora, dos probetas o pipetas para medir los volúmenes y un cronómetro.

$\mathbf{\text{Procedimiento}}$:

i) Se forra el vaso de precipitados con el material aislante y se le adapta la tapa de corcho, atravesada por el termómetro y la varilla agitadora. Cuanto mejor sea el aislamiento, menos calor se escapa y más se acerca la medida al valor real.

ii) Se comprueba que las dos disoluciones están a la misma temperatura ambiente; si no lo estuvieran, el $\mathrm{\Delta }T$ medido no correspondería solo a la reacción.

iii) Se miden 100 mL de la disolución de HCl 2,0 M y se vierten en el calorímetro. Se tapa y se anota la temperatura inicial cuando se estabilice.

iv) Se miden 100 mL de la disolución de NaOH 2,0 M y se añaden $\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{sola}}\mathbf{\text{vez}}$, tapando de inmediato.

v) Se agita suavemente y se anota la temperatura cada pocos segundos hasta que alcanza un máximo y comienza a descender. Ese máximo es la temperatura final: a partir de ahí lo que se mide ya es el enfriamiento hacia el ambiente.

vi) Con $\mathrm{\Delta }T=T_{\max }-T_{\text{inicial}}$ se calcula $Q=mc\mathrm{\Delta }T$ y se divide entre los moles de agua formados, como en el apartado anterior.

vii) Conviene repetir la experiencia tres veces y promediar, y calibrar el calorímetro con una reacción de entalpía conocida si se quiere corregir el calor que absorbe el propio recipiente.