CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 2

INTRODUCCIÓN

Cuando un ácido reacción con una base, se libera una considerable cantidad de calor. La reacción química

entre soluciones acuosas diluidas entre un acido fuerte y una base fuerte se conoce como reacción de

neutralización.

La medida del calor de neutralización, se hace a partir de los valores de entalpia de formación de H2O a

partir de iones 𝐻3𝑂 y OH. Por lo que el calor de neutralización se entiende como el calor generado cuando

un acido reacciona con una base para producir agua.

Cuando una solución diluida de acido fuerte se neutraliza con una solución diluida de base fuerte, el calor

de neutralización que se produce por mol de agua es constante e independiente de la naturaleza de la

sustancia como de su concentración. (2)

Las reacciones de neutralización como

𝐻𝑁𝑂3 + 𝐾𝑂𝐻 → 𝐾𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂

HCl + NaOH →NaCl +𝐻2𝑂

Otras reacciones de solución acuosa entre ácidos fuertes 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 acido y bases en solución acuosa están disociados, por lo que el calor de

neutralización en todos los casos es H+(ac) + OH⁻(ac) = H2O(l) ΔH 298 k= 13.700 Kcal/mol.

OBJETIVO

Determinar la cantidad de calor involucrada en la reacción de un ácido y una base fuerte.

Relacionar aspectos termodinámicos en la neutralización de una acido fuerte con una base fuerte.

FUNDAMENTO TEÓRICO

TERMODINÁMICA

CALOR DE

NEUTRALIZACIÓN

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 3

La termodinámica (del griego θερμo, termo, que significa «calor» y δύναμις, dínamis, que significa

«fuerza») es la rama de la física que describe los estados de equilibrio a nivel macroscópico.

Constituye una teoría fenomenológica, a partir de razonamientos deductivos, que estudia

sistemas reales, sin modelizar y sigue un método experimental. Los estados de equilibrio son

estudiados y definidos por medio de magnitudes extensivas tales como la energía interna, la

entropía, el volumen o la composición molar del sistema, o por medio de magnitudes no-

extensivas derivadas de las anteriores como la temperatura, presión y el potencial químico; otras

magnitudes tales como la imanación, la fuerza electromotriz y las asociadas con la mecánica de

los medios continuos en general también pueden ser tratadas por medio de la termodinámica.

LEYES DE LA TERMODINÁMICA

Principio cero de la termodinámica

Este principio o ley cero, establece que existe una determinada propiedad denominada temperatura empírica θ, que es común para todos los estados de equilibrio termodinámico que se encuentren en equilibrio mutuo con uno dado.

En palabras llanas: «Si pones en contacto un objeto con menor temperatura con otro con mayor temperatura, ambos evolucionan hasta que sus temperaturas se igualan».

Tiene una gran importancia experimental «pues permite construir instrumentos que midan la temperatura de un sistema» pero no resulta tan importante en el marco teórico de la termodinámica.

El equilibrio termodinámico de un sistema se define como la condición del mismo en el cual las variables empíricas usadas para definir o dar a conocer un estado del sistema (presión, volumen, campo eléctrico, polarización, magnetización, tensión lineal, tensión superficial, coordenadas en el plano x, y) no son dependientes del tiempo. El tiempo es un parámetro cinético, asociado a nivel microscópico; el cual a su vez está dentro de la físico química y no es parámetro debido a que a la termodinámica solo le interesa trabajar con un tiempo inicial y otro final. A dichas variables empíricas (experimentales) de un sistema se las conoce como coordenadas térmicas y dinámicas del sistema.

Este principio fundamental, aún siendo ampliamente aceptado, no fue formulado formalmente hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes. De ahí que recibiese el nombre de principio cero.

Primera ley de la termodinámica

También conocida como principio de conservación de la energía para la termodinámica, establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará.

En palabras llanas: "La energía no se crea ni se destruye: solo se transforma".

Visto de otra forma, esta ley permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. Fue propuesta por Nicolas Léonard Sadi Carnot en 1824, en su obra Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas adecuadas para desarrollar esta potencia, en la que expuso los dos primeros principios de la

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 4

termodinámica. Esta obra fue incomprendida por los científicos de su época, y más tarde fue utilizada por Rudolf Clausius y Lord Kelvin para formular, de una manera matemática, las bases de la termodinámica.

La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:

Que aplicada a la termodinámica teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico, queda de la forma:

Donde U es la energía interna del sistema (aislado), Q es la cantidad de calor aportado al sistema y W es el trabajo realizado por el sistema.

Esta última expresión es igual de frecuente encontrarla en la forma ∆U = Q + W. Ambas expresiones, aparentemente contradictorias, son correctas y su diferencia está en que se aplique el convenio de signos IUPAC o el Tradicional (véase criterio de signos termodinámico).

Segunda ley de la termodinámica

Esta ley marca la dirección en la que deben llevarse a cabo los procesos termodinámicos y, por lo tanto, la imposibilidad de que ocurran en el sentido contrario (por ejemplo, que una mancha de tinta dispersada en el agua pueda volver a concentrarse en un pequeño volumen). También establece, en algunos casos, la imposibilidad de convertir completamente toda la energía de un tipo en otro sin pérdidas. De esta forma, la segunda ley impone restricciones para las transferencias de energía que hipotéticamente pudieran llevarse a cabo teniendo en cuenta sólo el primer principio. Esta ley apoya todo su contenido aceptando la existencia de una magnitud física llamada entropía, de tal manera que, para un sistema aislado (que no intercambia materia ni energía con su entorno), la variación de la entropía siempre debe ser mayor que cero.

Debido a esta ley también se tiene que el flujo espontáneo de calor siempre es unidireccional, desde los cuerpos de mayor temperatura hacia los de menor temperatura, hasta lograr un equilibrio térmico.

La aplicación más conocida es la de las máquinas térmicas, que obtienen trabajo mecánico mediante aporte de calor de una fuente o foco caliente, para ceder parte de este calor a la fuente o foco o sumidero frío. La diferencia entre los dos calores tiene su equivalente en el trabajo mecánico obtenido.

Existen numerosos enunciados equivalentes para definir este principio, destacándose el de Clausius y el de Kelvin.

PROCESOS TERMODINÁMICOS

Se dice que un sistema pasa por un proceso termodinámico, o transformación termodinámica, cuando al menos una de las coordenadas termodinámicas no cambia. Los procesos más importantes son:

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 5

Procesos isotérmicos: son procesos en los que la temperatura no cambia. Procesos isobáricos: son procesos en los cuales la presión no varía. Procesos isócoros: son procesos en los que el volumen permanece constante. Procesos adiabáticos: son procesos en los que no hay transferencia de calor alguna. Procesos diatérmicos: son procesos que dejan pasar el calor fácilmente. Procesos isoentrópicos: procesos adiabáticos y reversibles. Procesos en los que la entropía

no varía.

Por ejemplo, dentro de un termo donde se colocan agua caliente y cubos de hielo, ocurre un proceso adiabático, ya que el agua caliente se empezará a enfriar debido al hielo, y al mismo tiempo el hielo se empezará a derretir hasta que ambos estén en equilibrio térmico, sin embargo no hubo transferencia de calor del exterior del termo al interior por lo que se trata de un proceso adiabático.

CALOR

El calor está definido como la forma de energía que se transfiere entre diferentes cuerpos o diferentes

zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas, sin embargo en termodinámica

generalmente el término calor significa simplemente transferencia de energía. Este flujo de energía

siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura,

ocurriendo la transferencia hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una

bebida fría dejada en una habitación se entibia).

La energía calórica o térmica puede ser transferida por diferentes mecanismos de transferencia, estos

son la radiación, la conducción y la convección, aunque en la mayoría de los procesos reales todos se

encuentran presentes en mayor o menor grado. Cabe resaltar que los cuerpos no tienen calor, sino

energía térmica. La energía existe en varias formas. En este caso nos enfocamos en el calor, que es el

proceso mediante el cual la energía se puede transferir de un sistema a otro como resultado de la

diferencia de temperatura.

CALOR ESPECÍFICO

El calor específico es la energía necesaria para elevar 1 °C la temperatura de un gramo de materia. El concepto de capacidad calorífica es análogo al anterior pero para una masa de un mol de sustancia (en este caso es necesario conocer la estructura química de la misma).

El calor específico es un parámetro que depende del material y relaciona el calor que se proporciona a una masa determinada de una sustancia con el incremento de temperatura:

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 6

donde:

es el calor aportado al sistema. es la masa del sistema. es el calor específico del sistema. es el incremento de temperatura que experimenta el sistema.

Las unidades más habituales de calor específico son J / (kg · K) y cal / (g · °C).

El calor específico de un material depende de su temperatura; no obstante, en muchos procesos termodinámicos su variación es tan pequeña que puede considerarse que el calor específico es constante. Asimismo, también se diferencia del proceso que se lleve a cabo, distinguiéndose especialmente el "calor específico a presión constante" (en un proceso isobárico) y "calor específico a volumen constante (en un proceso isocórico).

De esta forma, y recordando la definición de caloría, se tiene que el calor específico del agua es aproximadamente:

CALOR ESPECÍFICO MOLAR

El calor específico de una sustancia está relacionado su constitución molecular interna, y a menudo da información valiosa de los detalles de su ordenación molecular y de las fuerzas intermoleculares. A altas temperaturas la mayoría de sólidos tienen capacidades caloríficas molares del orden de (ver Ley de Dulong-Petit, siendo la constante universal de los gases ideales) mientras que la de los gases monoatómicos tiende a y difiere de la de gases diatómicos . En este sentido, con frecuencia es muy útil hablar de calor específico molar denotado por cm, y definido como la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de un mol de una sustancia en 1 grado es decir, está definida por:

donde n indica la cantidad de moles en la sustancia presente. Esta capacidad usualmente es función de la temperatura .

CAPACIDAD CALORÍFICA

La capacidad calorífica de una sustancia es una magnitud que indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Se denota por , se acostumbra a medir en J/K, y se define como:

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 7

Dado que:

De igual forma se puede definir la capacidad calórica molar como:

El calor involucrado es función:

A) Del tipo de reacción

A.1 REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía.

Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de

entalpía o ΔH positivo. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de los

reactivos.

Las reacciones endotérmicas y especialmente las relacionadas con el amoníaco impulsaron una

próspera industria de generación de hielo a principios del siglo XIX. Actualmente el frío

industrial se genera con electricidad en máquinas frigoríficas.

Un ejemplo de reacción endotérmica es la producción del ozono (O3). Esta reacción ocurre en las

capas altas de la atmósfera, gracias a la radiación ultravioleta proporcionada por la energía del

Sol. También se produce esta reacción en las tormentas, en las proximidades de las descargas

eléctricas.

3O2 + ENERGÍA da lugar a 2O3 ; ΔH > 0

A.2 REACCIÓN EXOTÉRMICA

Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea

como luz o como calor, o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: -

ΔH. El prefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas

liberan energía. Considerando que A, B, C y D representen sustancias genéricas, el esquema

general de una reacción exotérmica se puede escribir de la siguiente manera:

A + B → C + D + calor

Ocurre principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando éstas son intensas pueden generar fuego.

Si dos átomos de hidrógeno reaccionan entre sí e integran una molécula, el proceso es exotérmico.

H + H = H2

ΔH = -104 kcal/mol

Son cambios exotérmicos las transiciones de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido (solidificación).

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 8

Un ejemplo de reacción exotérmica es la combustión.

La reacción contraria, que consume energía, se denomina endotérmica.

B) Del proceso

B.1 CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

Cuando un ácido reacción con una base, se libera una considerable cantidad de calor. Ya que la

neutralización entre protones e iones hidroxilo disueltos enagua, la medida del calor de

neutralización corresponde a la entalpía deformación del H2O a partir de los iones H3O+ y OH-

𝐻3𝑂+ + 𝑂𝐻− → 2𝐻2𝑂

∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛

Por lo tanto el calor de neutralización se entiende como el calor generado cuando un ácido

reacciona con una base para producir agua; el proceso de neutralización comprende únicamente

la combinación del ión hidrogeno e hidroxilo para formar agua no ionizada.

𝐻+(𝑎 = 1) + 𝑂𝐻−(𝑎 = 1) = 𝐻2𝑂 (𝑙)

∆𝐻°25°𝐶 = −55912

𝐽𝑚𝑜𝑙⁄

Cuando una solución diluida de un ácido fuerte se neutraliza con una solución diluida de una

base fuerte, el calor producido en la reacción por mol de agua formada es constante e

independiente del ácido y la base empleada en la neutralización, como también de su

concentración.

Cada vez que ocurre un cambio químico, existe un intercambio definido de calor, German Hess

demostró que el valor encontrado para este calor de reacción es independiente del camino

seguido para realizarla, segunda ley de la termodinámica.

Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser endotérmicas, si absorben calor, o

exotérmicas, si desprenden calor. Los cambios endotérmicos se expresan con signo positivo, y

los cambios exotérmicos con signo negativo, de acuerdo con la primera ley de la termodinámica.

El cambio de entalpíaocurrido en la reacción directa es exactamente opuesto en la reacción

inversa.Este efecto térmico es el mismo sin importar si la reacción ocurre en una ovarias etapas.

La magnitud del cambio depende de la constitución, el estadofísico de reactivos y productos y de

la expresión estequiométrica.

B.2 CALOR DE REACCIÓN

El calor es la energía que un sistema intercambia con otro o con susalrededores como

consecuencia de un gradiente de temperatura. Este calor sepuede medir directamente mediante

el uso de un calorímetro; por lo tanto.Podemos medir la entalpía de una reacción haciendo que

ésta se produzca enele interior de un calorímetro y determinando el calor de esa reacción.

B.3 CALOR DE IONIZACIÓN

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 9

Es el calor de forma del ión gaseoso menos el calor de formación de los átomos gaseosos.

𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) ↔ 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)

𝐻+(𝑎𝑐) + 𝐶𝑙−

(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎+(𝑎𝑐) + 𝑂𝐻−

(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎+(𝑎𝑐) + 𝐶𝑙−

(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙)

𝐻+ + 𝑂𝐻− → 𝐻2𝑂(𝑙)

ENTALPÍA

Se entiende por entalpía de un proceso al calor desprendido o absorbido a presión constante. Es la

cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por

ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor

absorbido o desprendido en la reacción.

∆𝐻 =𝑄𝑃

𝑚𝑜𝑙 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜

La entalpía es una propiedad extensiva y se reprenda por H = E + PV

En palabras más concretas, es una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido como un sistema termodinámico), transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En este sentido la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión.

Usualmente la entalpía se mide, dentro del Sistema Internacional de Unidades, en joules.

El caso más típico de entalpía es la llamada entalpía termodinámica. De ésta, cabe distinguir la función de Gibbs, que se corresponde con la entalpía libre, mientras que la entalpía molar es aquella que representa un mol de la sustancia constituyente del sistema.

l principio de estado establece que la ecuación fundamental de un sistema termodinámico puede expresarse, en su representación energética, como:

donde S es la entropía, V el volumen y la composición química del sistema.

Para aquellos casos en los que se desee, sin perder información sobre el sistema, expresar la ecuación fundamental en términos de la entropía, la composición y la presión en vez del volumen, se aplica la siguiente transformada de Legendre a la ecuación fundamental:

y como

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 10

es la presión del sistema, se define la entalpía como:

ENTALPÍA QUÍMICA

Para una reacción exotérmica a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía liberada en la reacción, incluyendo la energía conservada por el sistema y la que se pierde a través de la expansión contra el entorno (es decir que cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del sistema es negativa). Análogamente, para una reacción endotérmica, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida durante la reacción, incluyendo la energía perdida por el sistema y la ganada a través de la expansión contra el entorno (en las reacciones endotérmicas el cambio de entalpía es positivo para el sistema, porque gana calor).

La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente; la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida en cambio.

La variación de entalpía se define mediante la siguiente ecuación:

ΔH es la variación de entalpía. Hfinal es la entalpía final del sistema. En una reacción química, Hfinal es la entalpía de los

productos. Hinicial es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, Hinicial es la entalpía de los

reactivos.

La mayor utilidad de la entalpía se obtiene para analizar reacciones que incrementan el volumen del sistema cuando la presión se mantiene constante por contacto con el entorno, provocando que se realice un trabajo mecánico sobre el entorno y una pérdida de energía. E inversamente en reacciones que causan una reducción en el volumen debido a que el entorno realiza un trabajo sobre el sistema y se produce un incremento en la energía interna del sistema.

La entalpía de reacción es la energía asociada a una reacción, y viene dada por la suma de las entalpías de formación de los productos menos la de los reactivos según sus coeficientes estequiométricos (n), siendo las entalpías de formación de los elementos en su estado natural iguales a cero.

ENTALPÍA ESTANDAR O NORMAL

La variación de la entalpía estándar (denotada como H0 o HO) es la variación de entalpía que ocurre en un sistema cuando una unidad equivalente de materia se transforma mediante una reacción química bajo condiciones normales. Sus unidades son los kJ/mol en el sistema internacional.

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 11

Una variación de la entalpía estándar de una reacción común es la variación de la entalpía estándar de formación, que ha sido determinada para una gran cantidad de sustancias. La variación de entalpía de cualquier reacción bajo cualesquiera condiciones se puede computar, obteniéndose la variación de entalpía de formación de todos los reactivos y productos. Otras reacciones con variaciones de entalpía estándar son la combustión (variación de la entalpía estándar de combustión) y la neutralización (variación de la entalpía estándar de neutralización).

METODOLOGÍA Y PRESENTACIÓN DE DATOS

MUESTRA Agua destilada. Figura1

Solución de NaOH. Figura 2

Biftalato de potasio. Figura 3

Solución de fenolftaleína. Figura 4

Solución de HCl. Figura 5

Figura 1 Figura 2 Figura 3

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 12

MATERIALES Probeta. Figura 6

Vaso precipitado. Figura 7

Erlenmeyer. Figura 8

Bagueta. Figura 9

Termómetro. Figura 10

Bureta. Figura 11

Soporte universal. Figura 12

Balanza Analítica. Figura 13

Luna de reloj. Figura 14

Espátula. Figura 15

Fiolas. Figura 16

Pipetas graduadas. Figura 17

Frasco termo con tapón de corcho tri horadado. Figura 18

Figura 4 Figura 5

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 13

Figura7 Figura8

Figura 6

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 14

Figura9 Figura10

Figura11 Figura12

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 15

Figura17 Figura18

Figura13 Figura14

Figura15 Figura16

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 16

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Colocar una determinada cantidad de agua, que se encuentra a la temperatura ambiente

en la probeta; a continuación medimos la temperatura (Tamb= 22°C). Fig 1 En un Erlenmeyer colocamos una determinada cantidad de agua helada; a continuación

medimos la temperatura (Thel= 12°C). Fig 2

Sujetamos el frasco termo con tapón y dejamos caer el agua helada y el agua fría e

inmediatamente medimos la temperatura mínima cada 3 segundos Fig 3, a través del

siguiente cuadro:

La temperatura mínima es la temperatura de equilibrio (TE)

TE=18°C

Procedimiento para calcular el calor de neutralización:

Preparar una solución de HCL a 0.8N a partir de un ácido HCL 37.5%. Fig 4 y Fig 5

Valorar la solución del NAOH con una solución de biftalato de potasio, usando como

indicador una solución de fenolftaleína al 1%. Luego valorar la solución de HCL.

Conocida la concentración real o práctica del HCL y del NAOH se calcula los

volúmenes necesarios para su neutralización. Fig 6 y Fig 7

Colocar el volumen calculado de la solución de NAOH en una fiola y el volumen de

HCL en las pipetas graduadas sujetadas por el soporte universal. Fig 8

Abrimos la llave y reportamos el volumen gastado de la muestra y así obtenemos el

volumen de la base (La solución nos tiene que dar un rosado pálido). Fig 9 y Fig 10

De forma similar a los pasos anteriores hallamos el volumen gastado y así

obtenemos el volumen del ácido. Fig 11, Fig 12 y Fig 13

θ(seg) T(°C)

0 18

3 19

6 19

9 18

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 17

Fig 1 Fig 2

Fig 3 Fig 4

Fig 5 Fig 6

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 18

Fig 7 Fig 8

Fig 9 Fig 10

Fig 11 Fig 12

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 19

Fig 13

CÁLCULOS Y RESULTADOS

AGUA FRÍA:

DATOS:

La masa de agua fría es: 𝑚𝐹 = 100 𝑔

La densidad del agua es: 𝑑𝐻2𝑂 = 1𝑔

𝑐𝑚3 pero 1 𝑐𝑚3 = 1𝑚𝐿 → 𝑑𝐻2𝑂 = 1𝑔

𝑚𝐿

Haciendo regla de tres simple para determinar el volumen de agua a emplear:

1 𝑔 → 1 𝑚𝐿

100 𝑔 → 𝑥 𝑚𝐿 ∴ 𝑥 = 100 𝑚𝐿

Por lo tanto, el volumen de agua fría empleada para este experimento es:

𝑉𝐹 = 100 𝑚𝐿

Por dato, 𝐶𝑒𝐻2𝑂 = 1𝑐𝑎𝑙

𝑔 ℃

La temperatura medida del agua fría en ese instante fue de 22 ℃.

𝑻𝑯 = 𝟏𝟎 − 𝟏𝟐℃

SISTEMA

FRÍO

SISTEMA

CALIENTE

𝑻𝑭

SISTEMA

𝑻𝑬

𝒎𝑯 𝒎𝑭

𝒎𝑻

Donde:

𝑻𝑯: 𝑻𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒂𝒕𝒖𝒓𝒂 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒇𝒓í𝒂

𝑻𝑭: 𝑻𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒂𝒕𝒖𝒓𝒂 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒄𝒂𝒍𝒊𝒆𝒏𝒕𝒆

𝑻𝑬: 𝑻𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒂𝒕𝒖𝒓𝒂 𝒅𝒆 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐

𝒎𝑭: 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒄𝒂𝒍𝒊𝒆𝒏𝒕𝒆

𝒎𝑯: 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒇𝒓í𝒂

𝒎𝑯: 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍

𝑻 : 𝑻𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒂𝒕𝒖𝒓𝒂 𝒅𝒆 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 20

𝑪𝑻 = 𝑪′ + 𝒎. 𝑪𝒆

AGUA HELADA

DATOS:

El volumen de agua helada empleada para enfriar el agua común fue de: 𝑉0 = 650 𝑚𝐿

Sacamos un volumen de 𝑉𝐻 = 100 𝑚𝐿 del agua helada, y medimos la temperatura, la cual fue de:

𝑇𝐻 = 12 ℃

A) CÁLCULO DE 𝑻𝑬 (TEMPERATURA DE EQUILIBRIO)

Ahora mezclamos en un termo el agua fría y el agua helada, y medimos el tiempo cada 3

segundos:

B) CÁLCULO DE C’ y 𝑪𝑻

CÁLCULO DE C’

𝒎𝑭. 𝑪𝒆. [𝑻𝑬 − 𝑻𝑯] = 𝑪′. [𝑻𝑭 − 𝑻𝑬]

Reemplazando:

100 . [𝟏𝟖 − 𝟏𝟐] = 𝑪′. [𝟐𝟐 − 𝟏𝟐]

𝑪′ =100 . [6]

[10]→ 𝐶′ = 60

𝑐𝑎𝑙

𝑔 ℃

PARA CALCULAR CT

Reemplazamos:

𝜽 (𝒔𝒆𝒈) 𝑻 (℃)

0 𝑻𝟏 = 𝟏𝟖, 𝟑 ℃

3 𝑻𝟐 = 𝟏𝟖 , 𝟐℃

6 𝑻𝟑 = 𝟏𝟖, 𝟏 ℃

9 𝑻𝑴𝑰𝑵 = 𝟏𝟖, 𝟏𝟓 ℃

Luego de realizar la mezcla de agua fría y água caliente,

realizamos una tabla de la temperatura cada 3 segundos 𝒎𝑭 𝒎𝑯

𝑽𝑭 = 𝟏𝟎𝟎 𝒎𝑳 𝑽𝑯 = 𝟏𝟎𝟎 𝒎𝑳

→ 𝑻𝒆 = 𝑻𝒎í𝒏 = 𝟏𝟖, 𝟏𝟓℃ ≅ 𝟏𝟖 ℃

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 21

𝑪𝑻 = 60 + 100.1 → 𝑪𝑻 = 160𝑐𝑎𝑙

𝑔 ℃

C) CÁLCULO DE NORMALIDA DE NaOH y HCL USANDO LA TITULACIÓN

C.1 CÁLCULO DE NORMALIDAD NaOH

Masa de NaOH:

Datos:

𝑵𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟎, 𝟏 𝑵

�̅�𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟐𝟑 𝒈 (𝑵𝒂𝑶𝑯) + 𝟏𝟔 𝒈 (𝑶) + 𝟏 𝒈 (𝑯) = 𝟒𝟎 𝒈

𝒎𝒐𝒍⁄

𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯𝟏 = 𝟐𝟓𝟎 𝒎𝑳 = 𝟎, 𝟐𝟓 𝒎𝑳

𝜽 = 𝟏

Sabemos que, por normalidad:

𝑵𝑶𝑯− =𝑾. 𝜽

�̅�. 𝑽𝑶𝑯−→ 𝑾 =

𝑵. �̅�. 𝑽

𝜽

Reemplazando:

𝑾𝑵𝒂𝑶𝑯 =𝟎, 𝟏 . 𝟒𝟎 . 𝟎, 𝟐𝟓

𝟏→ 𝑾𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝒎𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟏 𝒈

PARA EL BIFTALATO DE POTASIO

Datos:

La masa del biftalato debería estar entre (0,10-0,15) g, así la masa pesada es:

𝒎𝒃 = 𝟎, 𝟏𝟐𝟑𝟎 𝒈

�̅�𝒃 = 𝟐𝟎𝟒, 𝟐𝟐 𝒈

𝒎𝒐𝒍⁄

𝜽 = 𝟏

Luego de titular el NaOH con el biftalato, el volumen gastado de NaOH es de 𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 =

𝟖, 𝟓 𝒎𝑳 = 𝟖, 𝟓. 𝟏𝟎−𝟑 𝑳

Sabemos que:

𝑬𝒒 − 𝒈𝒃 = 𝑬𝒒 − 𝒈𝑶𝑯− 𝑾𝒃. 𝜽

𝑴𝒃̅̅ ̅̅

= 𝑵𝑶𝑯− . 𝑽𝑶𝑯−

𝑬𝒒 − 𝒈𝒃 = 𝑬𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑾𝑵𝒂𝑶𝑯. 𝜽

𝑴𝒃̅̅ ̅̅

= 𝑵𝑵𝒂𝑶𝑯. 𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯

Reemplazando: 𝟎, 𝟏𝟐𝟑𝟎. 𝟏

𝟐𝟎𝟒, 𝟐𝟐= 𝑵𝑵𝒂𝑶𝑯. 𝟖, 𝟓. 𝟏𝟎−𝟑 𝑳

∴ 𝑵𝑶𝑯− = 𝑵𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟎, 𝟎𝟕𝟎 𝑵

C.2 CÁLCULO DE NORMALIDAD HCl:

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 22

Volumen de HCl a usar:

Usando equivalencias:

𝟎, 𝟖𝒆𝒒 − 𝒈

𝑳.𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍

𝟏 𝒆𝒒 − 𝒈. 𝟎, 𝟐 𝑳.

𝟑𝟔, 𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍𝒑𝒓𝒆𝒑

𝟏 𝒎𝒐𝒍.

𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝑪𝒍𝒄𝒐𝒏𝒄

𝟑𝟕, 𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍𝒑𝒓𝒆𝒑.

𝟏 𝒎𝑳

𝟏, 𝟏𝟖 𝒈 𝑯𝑪𝒍𝒄𝒐𝒏𝒄

∴ 𝑽𝟎 = 𝟏𝟑, 𝟏𝟗𝟕 𝒎𝑳 = 𝟏𝟑, 𝟐𝟎 𝒎𝑳

Luego de titular el HCl, el volumen gastado de NaOH es de 𝑽′𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟒𝟎, 𝟖 𝒎𝑳

El volumen de HCl usando para esta titulación es: 𝑽𝑯+ = 𝑽𝑯𝑪𝒍 = 𝟓 𝒎𝑳

Sabiendo que:

𝑬𝒒 − 𝒈𝑶𝑯− = 𝑬𝒒 − 𝒈𝑯+

𝑽′𝑵𝒂𝑶𝑯. 𝑵𝒃 = 𝑵𝑯+ . 𝑽𝑯+

𝑵𝑯+ =𝑽′

𝑶𝑯− . 𝑵𝑶𝑯−

𝑽𝑯+

𝑹𝒆𝒆𝒎𝒑𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒅𝒐:

→ 𝑵𝑯+ = 𝑵𝑯𝑪𝒍 =𝟒𝟎, 𝟖 𝒎𝑳. 𝟎, 𝟎𝟕 𝑵

𝟓 𝒎𝑳

∴ 𝑵𝑯+ = 𝑵𝑯𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟓𝟕𝟏𝟐 𝑵 ≅ 𝟎, 𝟓𝟕 𝑵

D) CÁLCULO DE VOLUMEN DE HCl y NaOH

De acuerdo a:

𝑬𝒒 − 𝒈𝑯𝑪𝒍 = 𝑬𝒒 − 𝒈𝑶𝑯−

𝑵𝑯+ . 𝑽𝑯+ = 𝑵𝑶𝑯− . 𝑽𝑶𝑯−

De la ecuación (1):

𝑵𝑯+ . (𝑽𝑻 − 𝑽𝑶𝑯−) = 𝑵𝑶𝑯− . 𝑽𝑶𝑯−

PARA EL NaOH

Usando la ecuación 2 para el NaOH:

𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 =𝟎, 𝟓𝟕 𝑵. 𝟐𝟎𝟎 𝒎𝑳

𝟎, 𝟓𝟕 𝑵 + 𝟎. 𝟎𝟕𝟎 𝑵

∴ 𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟏𝟕𝟖, 𝟏𝟐𝟓 𝒎𝑳

PARA EL HCl

Usando la ecuación 1 para el HCl:

𝑽𝑯𝑪𝒍 = 𝟐𝟎𝟎 𝒎𝑳 − 𝟏𝟕𝟖, 𝟏𝟐𝟓 𝒎𝑳

𝑽𝑯+ = 𝑽𝑻 − 𝑽𝑶𝑯− ECUACIÓN 1

𝑽𝑶𝑯− =𝑵𝑯+ . 𝑽𝑻

𝑵𝑯+ + 𝑵𝑶𝑯− ECUACIÓN 2

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 23

∴ 𝑽𝑯𝑪𝒍 = 𝟐𝟏, 𝟖𝟕𝟓 𝒎𝑳

E) TEMPERATURA PROMEDIO DEL HCl y NaOH 𝑻𝟐 y TEMPERATURA DE EQUILIBRIO 𝑻𝟑

CÁLCULO DE 𝑻𝟐

Midiendo la temperatura del HCl y NaOH:

𝑻𝑯𝑪𝒍𝟐𝟏,𝟖𝟕 𝒎𝑳 = 𝟐𝟒, 𝟓℃ y 𝑻𝑵𝒂𝑶𝑯

𝟏𝟕𝟖,𝟏𝟐𝟓 𝒎𝑳 = 𝟐𝟏, 𝟑℃

→ 𝑻𝟐 =𝑻𝑯+ + 𝑻𝑶𝑯−

𝟐=

𝟐𝟒. 𝟓 + 𝟐𝟏. 𝟑

𝟐= 𝟐𝟐. 𝟗℃

∴ 𝑻𝟐 = 𝟐𝟐. 𝟗℃

𝑪Á𝑳𝑪𝑼𝑳𝑶 𝑫𝑬 𝑻𝟑

Ingresamos el ácido y base en un termo y calcularemos la temperatura promedio cada

3 segundos hasta un tiempo de 9 segundos:

∴ 𝑻𝒆′ = 𝑻𝟑 = 𝟐𝟐. 𝟗℃

F) CÁLCULO DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

Usamos la fórmula:

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 =𝑪𝑻. [𝑻𝟑 − 𝑻𝟐]

𝒏

Para esto necesitamos n, y lo calcularemos usando ya sea el número de moles del HCl o

NaOH, en base a sus molaridades, para ello debemos corroborar que el número de mol

del ácido y base son los mismos.

PARA EL NaOH

𝑵𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟎, 𝟎𝟕𝟎𝒆𝒒 − 𝒈

𝑳. 𝟏𝟕𝟖 𝒎𝑳.

𝟏𝟎−𝟑 𝑳

𝟏 𝒎𝑳.

𝟏 𝒎𝒐𝒍

𝟏 𝒆𝒒 − 𝒈

∴ 𝒏𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟒𝟔 𝒎𝒐𝒍

PARA EL HCl

𝜽 (𝒔𝒆𝒈) 𝑻 (℃)

0 𝑻𝟏 = 𝟐𝟒 ℃

3 𝑻𝟐 = 𝟐𝟑. 𝟓℃

6 𝑻𝟑 = 𝟐𝟑. 𝟓 ℃

9 𝑻𝑴À𝑿 = 𝟐𝟒 ℃

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 24

𝑵𝑯𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟓𝟕𝒆𝒒 − 𝒈

𝑳. 𝟐𝟏. 𝟖𝟕𝟓 𝒎𝑳.

𝟏𝟎−𝟑 𝑳

𝟏 𝒎𝑳.

𝟏 𝒎𝒐𝒍

𝟏 𝒆𝒒 − 𝒈

∴ 𝒏𝑯𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟒𝟔 𝒎𝒐𝒍

∴ 𝒏𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝒏𝑯𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐

Ahora, usamos el número de mol de ambas (que es el mismo) y calculamos el calor de

neutralización:

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 =𝑪𝑻. [𝑻𝟑 − 𝑻𝟐]

𝒏

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 =𝟏𝟔𝟎. [𝟐𝟒 − 𝟐𝟐. 𝟗]

𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟒𝟔= 𝟏𝟒 𝟏𝟐𝟓. 𝟐 ≅ 𝟏𝟒 𝟏𝟐𝟓

𝒄𝒂𝒍

𝒎𝒐𝒍

En kilocalorías:

∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 = 𝟏𝟒, 𝟏𝟐𝟓 𝒌𝒄𝒂𝒍

𝒎𝒐𝒍

G) CÁLCULO DEL ERROR PORCENTUAL:

% 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = |𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑝𝑟á𝑐𝑡𝑖𝑐𝑜|

𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜. 100%

Sabiendo que:

𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 = ∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 = 𝟏𝟑, 𝟕𝒌𝒄𝒂𝒍

𝒎𝒐𝒍

Reemplazando:

% 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏 =

|13.7 − 14.125|

13.7. 100%

% 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒂𝒍𝒊𝒛𝒂𝒄𝒊ó𝒏= 3,1 %

CONCLUSIONES

El calor de neutralización es igual a la entalpía de neutralización

El cambio de temperatura cuando se mezcla el ácido y la base esgrande

El cambio de temperatura después de la reacción permanececonstante osea en equilibrio

BIBLIOGRAFÍA

Ana Beatriz Peña Santamaría Juan Martín Céspedes Galeano“Fisicoquímica. Manual de Laboratorio”

editorial Universidad de Medellín edición 2007

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN – LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 25

http://www.ciencia21.freeservers.com/informes/neutra.htm

http://www2.uca.es/grup-invest/corrosion/integrado/P7.pdf

http://www.unlu.edu.ar/~qgeneral/guiatermo.pdf

www.heurema.com/PQ6.htm

Contenido

INTRODUCCIÓN ................................................................................................................................................. 2

OBJETIVO ............................................................................................................................................................ 2

FUNDAMENTO TEÓRICO ................................................................................................................................. 2

Principio cero de la termodinámica...................................................................................................... 3

Primera ley de la termodinámica ......................................................................................................... 3

Segunda ley de la termodinámica ........................................................................................................ 4

METODOLOGÍA Y PRESENTACIÓN DE DATOS ...........................................................................................11

MUESTRA ........................................................................................................... ¡Error! Marcador no definido.

MATERIALES ...................................................................................................... ¡Error! Marcador no definido.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ..................................................................................................................16

CÁLCULOS Y RESULTADOS ............................................................................................................................19

CONCLUSIONES ...............................................................................................................................................24

BIBLIOGRAFÍA .................................................................................................................................................24