Objetivos.

• Determinar por calorimetría la variación de entalpía que se produce en la neutralización de un ácido (HCl) con una base (NaOH).

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq)+ H2O (l)

• Utilizar un calorímetro adiabático, del que previamente se calculará su capacidad calorífica.

Fundamentos teóricos.

Casi todas las reacciones químicas vienen acompañadas por un cambio de energía, que en general se manifiesta como absorción o liberación de calor. Por otro lado, la mayoría de las reacciones químicas se llevan a cabo a presión, P, constante, por lo que el calor absorbido o cedido, qp, será la variación de entalpía, ∆H, que acompaña al proceso.

∆E = q + w qp = ∆H

H = E + PV

Si ∆H > 0, el proceso es endotérmico.

Si = ∆H < 0, el proceso es exotérmico.

Donde ∆E es el cambio de energía interna del proceso, q es el calor, w el trabajo y V el volumen.

Si la reacción química se lleva a cabo en un recipiente aislado térmicamente del exterior (adiabático), una reacción exotérmica provoca un aumento de temperatura del sistema, mientras que una endotérmica conduce a una disminución de la temperatura. De esta manera, se puede determinar experimentalmente ∆H de reacción midiendo a P constante la variación de temperatura que la reacción produce cuando se lleva a cabo en un recipiente adiabático. Este procedimiento se

denomina calorimetría y el aparato utilizado para determinar los cambios de temperatura es un calorímetro.

El calorímetro que se utilizará en esta práctica es muy sencillo: consta de un vaso Dewar, un termómetro y un agitador. Las paredes externas de un vaso Dewar son adiabáticas (es decir, no hay intercambio de calor con el exterior), por lo que todo el calor transferido en la reacción química se absorbe dentro del calorímetro. Para que las medidas sean correctas, la temperatura inicial de todo el sistema debe ser uniforme.

En el caso de la reacción de neutralización que se va a estudiar, el proceso es exotérmico, y el calor cedido por la reacción es absorbido por la disolución resultante de la neutralización y por el calorímetro (Dewar, agitador y termómetro), lo que conducirá a un aumento de temperatura del sistema.

Introducción.

En esta práctica analizaremos el comportamiento de distintos sistemas formados por un ácido fuerte y una base fuerte. Cuando hablamos de especies “fuertes”, nos referimos a aquellas que están completamente disociadas. El ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido sódico (NaOH) son ejemplos de un ácido y una base fuerte respectivamente.

En una disolución, el primero se encuentra completamente disociado en las especies iónicas H+ y Cl-, y podemos afirmar que no existe prácticamente nada de la especie sin disociar (HCl). De igual forma, el hidróxido sódico está totalmente disociado en las especies Na+ y OH- , y podemos observar que en la disolución no encontraremos las especies moleculares de NaOH. Cada disolución constituye un sistema mientras se encuentre a una temperatura constante y no ocurran reacciones químicas en su seno, podemos considerarlas como sistemas en estado de equilibrio

Además se determinará la cantidad de calor desprendido en una neutralización ácido-base con una base fuerte (NaOH) y diferentes ácidos (HCl y CH3COOH). Para ello se empleará un procedimiento calorimétrico consistente en la medida de la variación de la temperatura de las diferentes sustancias implicadas y de su mezcla. También habrá que considerar el calor absorbido por el material calorimétrico, así que deberemos calcular la capacidad calorífica de éste.

La determinación de la capacidad calorífica del sistema calorimétrico se hará de la siguiente manera: se preparan dos cantidades conocidas de agua a distintas temperaturas (diferencia de pocos grados). Las mezclaremos en el sistema calorimétrico y mediremos la variación de temperatura. En el proceso de mezcla, parte del calor será absorbido por el sistema calorimétrico en cuestión, por lo que, conocidas las variaciones de temperatura podremos determinar su capacidad calorífica