PRÁCTICA 7 CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

PRÁCTICA 7 CALOR DE NEUTRALIZACIÓN 1.- FUNDAMENTO TEÓRICO Todos los procesos que tienen lugar en la naturaleza evolucionan hacia estados de equilibrio. Si arrojamos una pelota en el aire, caerá al suelo y después de unos botes permanecerá inmóvil en su estado final de equilibrio. Las pilas que suministran energía eléctrica lo hacen mientras se encuentran en desequilibrio termodinámico y cuando alcanzan el equilibrio, dejan de funcionar. El sol brillará mientras exista combustible nuclear en su interior. Cuando lo consuma, alcanzará el equilibrio, se apagará y dejará de proporcionarnos energía. Al igual que la pelota cae y encuentra su estado de equilibrio en la posición más baja del suelo, de la misma manera los sistemas evolucionan hacia estados de mínima energía. El primer principio de la termodinámica dice que la energía no se crea ni se destruye, simplemente se transforma. Pero si un sistema evoluciona hacia un estado de mínima energía, qué ocurre con la energía sobrante?, cómo se manifiesta?. 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 aseverar que en la disolución no encontraremos la especie molecular NaOH. Cada disolución constituye un sistema y mientras se encuentre a una temperatura constante y no ocurran reacciones químicas en su seno, podemos considerarlas como sistemas en estado de equilibrio. Cuando se mezclan, las especies iónicas de ambas disoluciones abandonan el equilibrio y evolucionan hacia uno nuevo. A esta transición se la denomina proceso. En éste, los iones de una especie se rodean de los de la otra resultando una situación termodinámicamente más favorable. Energéticamente esto quiere decir que si se suman las energías de los dos sistemas iniciales, el resultado es un valor mayor que el que corresponde a la disolución final. 7-1

Si usted mezclara ambas disoluciones en un matraz, comprobaría rápidamente qué ocurre con la energía sobrante: se invierte en aumentar la energía cinética de las partículas, lo que queda evidenciado macroscópicamente por un aumento brusco de temperatura. El nuevo sistema se encuentra desplazado del equilibrio termodinámico y su temperatura es ahora diferente de la del medio que lo rodea. Como consecuencia de este desequilibrio termodinámico tiene lugar una transferencia de energía, entre el sistema y el medio, que denominanos calor. Calor es una palabra que se emplea coloquialmente en diferentes contextos, sin embargo cuando se utiliza no suele incorporar su acepción científica. El calor es una forma de transferencia de energía que tiene lugar entre sistemas que se encuentran a diferentes temperaturas y es una magnitud que se puede medir fácilmente. En términos generales el calor depende del proceso y no de los estados inicial y final. Por ello se dice que esta magnitud no es función de estado. Para entender esta afirmación, suponga que se encuentra en la planta baja de un edificio. Usted se encuentra a una altura nula respecto al suelo y este dato es independiente de cómo haya llegado a ese estado. Si sube usted a la quinta planta, se encuentra a una altura determinada respecto al suelo y evidentemente, este dato es independiente de si lo ha hecho subiendo por las escaleras o usando el ascensor. La altura es una función que depende solamente del estado en el que se encuentra y es independiente de cómo lo haya alcanzado, por ello se dice que es función de estado. Imagínese de nuevo en la planta baja. Ahora planteamos dos formas de subir hasta la quinta, por las escaleras y en ascensor. Cuál será el nivel de cansancio una vez arriba?. Depende del camino. Evidentemente estaremos más cansados si subimos por las escaleras que si lo hacemos por ascensor. Es decir, podemos vernos en la quinta planta con niveles de cansancio diferentes. Por lo tanto si la única información de que disponemos es que nos situamos en una planta u otra, es imposible que podamos asignar un nivel de cansancio u otro. Como el cansancio depende del camino, se dice que no es función de estado. El calor, al igual que el nivel de cansancio no es una función de estado, es decir, depende del camino recorrido. Sin embargo existen condiciones determinadas en las que esta magnitud coincide con la variación de una propiedad que sí es función de estado: la entalpía (H). En este sentido podemos afirmar que cuando un proceso tiene lugar en condiciones de presión constante, la energía transferida en forma de calor (Q) a lo largo del proceso coincide con la variación de entalpía, esto es 1 : Q = H = H Estado final H Estado Inicial ; Como la práctica que vamos a realizar tiene lugar en un sistema abierto a presión atmosférica (constante), podemos afirmar que el calor medido coincidirá con la variación de entalpía del 1 Obsérvese que como Q no es función de estado no existe la posibilidad de definir Q(Estado Inicial) ni Q(Estado Final), de la misma manera que no podemos definir un nivel objetivo de cansancio por el hecho de situarnos en la planta baja o en la quinta planta. Asimismo, la terminología Q constituye un error y no debe emplearse. 7-2

sistema. Bajo estas condiciones específicas, el calor sí constituye una magnitud que depende únicamente de los estados inicial y final, a través de una función de sus temperaturas, Q = f(t Estado Final T Estado Inicial ); Cuando mezclamos las disoluciones de HCl y NaOH, tiene lugar la siguiente reacción, H + + Cl - + Na + + OH - Cl - + Na + + H 2 O Eliminando términos semejantes queda la reacción global, H + + OH - H 2 O Que significa que las propiedades ácidas quedan neutralizadas por las de la base, generando un producto neutro que es el agua. A este tipo de reacciones se las denomina reacciones de neutralización, y al calor generado en ellas, calor o entalpía de neutralización. Esta afirmación se extiende a todas las reacciones en las que un ácido fuerte (da lo mismo cual), reaccione con una base fuerte (da lo mismo cual). En todas ellas, el producto de la reacción es el agua, por lo tanto, en todas estas reacciones el calor o entalpía de neutralización es el mismo, es decir, el que corresponde a la reacción de formación del agua a partir de sus iones, o sea, 55 84 julios (13 35 calorías), por mol de agua formada. El fenómeno es totalmente diferente en el caso de ácido fuerte - base débil o base fuerte - ácido débil, ya que parte del calor de neutralización se emplea en disociar la base o el ácido débil. Por ejemplo en el caso de un ácido fuerte - base débil, conforme se van neutralizando los iones hidrógeno (H + ) del ácido fuerte con los iones hidroxilo ( - OH) de la base débil, se ioniza más base débil a expensas del calor de formación del agua a partir de sus iones. Este proceso continúa hasta completar la neutralización. Por ello, los valores del calor de neutralización de ácidos o bases débiles frente a bases o ácidos fuertes, dan valores inferiores al de formación del agua a partir de sus iones. El calorímetro El calorímetro (o vaso Dewar), consiste en un recipiente con doble pared de vidrio entre las que se ha practicado un cierto grado de vacío que disminuye la pérdida de calor por conducción y convección. La pared interna se encuentra recubierta de una superficie reflectante que evita en parte la pérdida de calor por radiación. Las reacciones de neutralización que vamos a llevar a cabo tendrán lugar en este dispositivo. El calor que se desprenda cuando ocurra la reacción partirá de la disolución y se cederá al interior del recinto sin pérdidas energéticas al exterior, por lo que podrá ser medido. El cálculo de la energía desprendida se realizará posteriormente a partir de la medida de la variación de la temperatura de la disolución. 7-3

Cálculo del equivalente en agua del sistema calorimétrico Se tiene entonces que el calorímetro constituye un dispositivo que evita fugas de energía en forma de calor entre su contenido y el exterior. Si esto es así, cabría pensar que la variación de temperatura medida en la disolución correspondería específicamente al calor generado en la reacción?. No, aún existe una porción de energía que no estamos cuantificando ya que, las mismas paredes del calorímetro, así como todos aquellos elementos que se encuentren en contacto con el ácido y la base, absorben una cierta cantidad de calor, que invierten en elevar su temperatura. Imagine que pide un café en un bar. Está muy caliente y para enfriarlo usted pide un vaso vacío. Al verter café en el nuevo vaso, está haciendo que parte de la energía térmica del café sea absorbida por las paredes, lo que ocasiona la disminución de su temperatura. Lo mismo ocurre en el calorímetro. En la neutralización se desprende energía. Parte se invierte en aumentar la temperatura de la disolución (que es lo que se mide en el experimento), sin embargo otra porción sirve para aumentar la de la pared interna del calorímetro y la de cualquier otro dispositivo que esté en su interior. Para conocer la porción de energía absorbida por el mismo sistema calorimétrico, se calcula el equivalente en agua K. Para ello se añade agua al calorímetro a una temperatura moderada alta y se mide su disminución. Evidentemente, al igual que ocurría con el café, el agua se enfría porque cede parte de su energía a la pared interna. Con la medida de la variación de temperatura del agua, podemos calcular el calor que ésta cede (Q 1 ). Como el sistema está cerrado, el calor cedido por el agua coincide con el tomado por el sistema (Q 2 ). donde, El calor cedido por el agua es -Q 1 (el signo indica pérdida de energía): - Q 1 = - m c (t f - t i ); m = Masa de agua introducida en el calorímetro. c = Calor específico del agua. t i = Temperatura inicial del agua (instantes antes de verterla en el calorímetro). t f = Temperatura final del agua = temperatura final del sistema. El calor absorbido por el sistema calorimétrico es +Q 2, (el signo indica ganancia de energía): donde + Q 2 = + K (t f - t 0 ); K = Equivalente en agua del calorímetro. t 0 = Temperatura inicial del calorímetro. t f = Temperatura final del sistema calorimétrico = temperatura final del agua. Ahora bien, como el calor perdido por el agua lo toma el sistema calorimétrico, tendremos: 7-4 - Q 1 = + Q 2 - m c (t f - t i ) = + K (t f - t 0 )

de donde, aproximando c = 1 caloría/g ºC: mc(t f - ti ) m(ti - t f ) K = = ; ( t f - t0 ) ( t f - t0 ) Cálculo del calor de neutralización Entonces, el calor producido en la reacción de neutralización se invierte en, (a) elevar la temperatura de la solución, y (b) elevar la temperatura del sistema calorimétrico. El calor necesario para elevar la temperatura inicial de la solución (ácido más base) hasta la temperatura final del proceso será: donde, a b (a) Q s= ms c s(t f - t +t 2 ); Q s = Calor tomado por la solución. m s = Masa de la solución (disolución de ácido + disolución de base). c s = Calor específico de la solución. t a = Temperatura inicial del ácido. t b = Temperatura inicial de la base. t f = Temperatura final del proceso. El calor tomado por el sistema viene expresado por la ecuación: (b) Q 2 = K (t f - t 0 ); La suma de esta ecuación y la anterior nos dará el valor del calor desprendido en la reacción de neutralización (Q): Q = m c ( t - t a +t s s f 2 b )+ K(t - t ) f 0 ; Recuérdese que el valor del calor de neutralización viene expresado en unidades de energía desprendida por mol neutralizado, por lo que para calcular el calor de neutralicación (Q n ), bastará sustituir los valores en la ecuación anterior y dividir por el número de moles neutralizados, esto es, Q n = Q Número de Moles Neutraliza dos Téngase presente que el producto m s c s se puede tomar como m s. El error cometido al hacer esta aproximación es menor al uno por ciento. 7-5

2.- OBJETIVO DE LA PRÁCTICA Se calculará mediante método calorimétrico el calor de neutralización de los sistemas constituidos por, ácido clorhídrico e hidróxido sódico ácido sulfúrico e hidróxido sódico 3.- MATERIAL Y REACTIVOS Material Reactivos 1 Matraz aforado de 500 ml. 2 Matraz aforado de 250 ml. 2 Probetas de 250 ml. 1 Vaso de precipitado de 100 ml. 1 Vaso de precipitado de 250 ml. 1 Erlenmeyer 100 ml. 1 Bureta 50 ml. 1 Embudo 1 Calorímetro. 1 Pipeta de 10 ml. 1 Termómetro Fenolftaleína. Azul de bromotimol. Ftalato ácido de potasio (biftalato potásico). Ácido clorhídrico (HCl). Ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). Hidróxido sódico (NaOH). Agua destilada. 4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Sistema HCl - NaOH Prepare una disolución de 250 ml uno molar (1 M) de ácido clorhídrico. Prepare una disolución de 500 ml uno molar (1 M) de hidróxido sódico. Determine la molaridad exacta del hidróxido sódico preparado aproximadamente 1M, operando del siguiente modo: 7-6

Pese exactamente 2 gramos de ftalato ácido de potasio y disuelva en aproximadamente 50 ml de agua destilada. Añada 2 gotas de fenolftaleína. Valore con la disolución de sosa preparada. Anote el volumen consumido, V NaOH, y calcule la molaridad exacta de la disolución. Anote la molaridad hallada, M NaOH, en la tabla 5.1. Determine la molaridad del ácido clorhídrico preparado, aproximadamente 1M. Para ello opere del siguiente modo: Tome con la pipeta diez ml de la disolución del ácido, pasándolos a un matraz erlenmeyer. Añada dos gotas de azul de bromotimol. Valore la solución, con el hidróxido sódico preparado, hasta viraje del indicador de amarillo a azul. Anote el volumen empleado, V NaOH (1), en la tabla 5.2. Repita el ensayo una vez más y anote el volumen gastado V NaOH (2), en la tabla 5.2. Halle el volumen medio V NaOH (medio) empleado. Determine y anote en la tabla 5.2. la molaridad real del ácido (M HCl ) a partir de la igualdad, donde V NaOH (medio) M NaOH = V HCl M HCl V NaOH (medio) = Volumen medio de NaOH empleado en la neutralización M NaOH = Molaridad de la solución de hidróxido sódico utilizada M HCl = Molaridad del ácido clorhídrico preparado V HCl = Volumen de ácido tomado Sistema H 2 SO 4 - NaOH Prepare una disolución de 250 ml 0.5 molar (0.5 M) de ácido sulfúrico. Determine la normalidad exacta del ácido sulfúrico preparado, aproximadamente 0.5M, utilizando el mismo sistema empleado en el sistema HCl - NaOH y anote los resultados en la tabla 5.4. Calor de neutralización del ácido frente al hidróxido sódico HCl NaOH Lávese el calorímetro y séquese con papel filtro, dejándolo destapado con objeto de que tome la temperatura ambiente. Lave y seque las probetas. 7-7

Mídase en la probeta correspondiente al ácido, 200 ó 204 ml de esta solución, según que su normalidad sea menor o mayor respectivamente que la del hidróxido sódico. El objetivo es el de emplear más volumen de la disolución que tenga mayor normalidad. Anote el volumen en la tabla 5.3. Mídase en la probeta correspondiente al hidróxido sódico, 200 ó 204 ml de esta solución, según que su normalidad sea menor o mayor respectivamente que la del ácido. El objetivo es emplear más volumen de la disolución que tenga mayor concentración real. Anote el volumen en la tabla 5.3. Tome la temperatura media de las paredes del vaso Dewar dejando reposar el termómetro en el vaso durante unos dos minutos. Anote esta temperatura (T 0 ) en la tabla 5.3. Tome las temperaturas de las disoluciones de ácido y sosa. Anote estas temperaturas en la tabla 5.3. Para simplificar los cálculos se procurará que la temperatura de ambas soluciones sea superior a la temperatura media del vaso Dewar. Coloque el termómetro en la tapa del calorímetro de forma que al tapar éste con las soluciones reaccionantes en su interior, el bulbo quede dentro de la solución. En esta operación se invertirá el menor tiempo posible: vierta en el calorímetro las soluciones contenidas en las probetas, tápelo y al finalizar ponga en marcha el cronómetro. Tome la temperatura del sistema cada quince segundos, durante un minuto, agitando la solución suavemente de vez en cuando. Anote las temperaturas en la tabla 5.3. Finalmente debe comprobar el carácter ácido o básico de la disolución resultante. Para ello añada una gota de azul de bromotimol sobre el contenido del calorímetro. El carácter debe coincidir con el de la solución añadida en exceso. Este dato es necesario para calcular el calor de neutralización. Anótelo en la tabla 5.3. Si la solución tiene carácter ácido, los moles neutralizados son los de base que intervinieron en la reacción. Si por el contrario la solución tiene carácter básico, los moles neutralizados serán los correspondientes a los de ácido empleado. H 2 SO 4 NaOH Repetir el proceso utilizando la disolución de ácido sulfúrico en vez de la de HCl y anote los resultados en la tabla 5.5. Tenga presente que a diferencia con el sistema anterior, cada mol de ácido sulfúrico consume dos de hidróxido sódico. Equivalente en agua del sistema calorimétrico Tómese la temperatura de las paredes perfectamente secas del calorímetro. Caliente en el microondas aproximadamente 500 ml de agua hasta unos 40ºC (consulte al profesor). Anote la temperatura inicial del agua (T agua ) en la tabla 5.6. 7-8

Viértanse en el calorímetro, activando simultáneamente el cronómetro, 404 ml del agua calentada (200 ml + 204 ml), tapando el calorímetro lo más rápidamente posible. Tómense las temperaturas del sistema de 15 en 15 segundos durante un minuto y anótelas en la tabla 5.6. Realice otros dos ensayos siguiendo las instrucciones dadas en los párrafos anteriores. Anótense los valores obtenidos en la tabla 5.6. CÁLCULOS: Calcule la constante de equivalente en agua del sistema calorimétrico (K Medio ), siguiendo las instrucciones dadas en este guión y anótelo en la tabla 5.6. Calcule el calor de neutralización correspondiente al sistema HCl NaOH. Anótelo en la tabla 5.7. Calcule el calor de neutralización correspondiente al sistema H 2 SO 4 NaOH. Anótelo en la tabla 5.7. 7-9

5.- RESULTADOS EXPERIMENTALES 5.1.- Determinación de la molaridad exacta de la disolución de NaOH» 1M V NaOH = M NaOH = 5.2.- Determinación de la molaridad exacta de la disolución de HCl» 1M V NaOH (1) = V NaOH (2) = V NaOH (medio) = M HCl = 5.3.- Sistema HCl NaOH M HCl = V HCl ( 200 ó 204)= T HCl = M NaOH = V NaOH (200 ó 204)= T NaOH = T 0 (vaso Dewar) = Tiempo / s 15 30 45 60 Temperatura / ºC Carácter de la solución (ácido o básico) : 5.4.- Determinación de la molaridad exacta de la disolución de H 2 SO 4» 0.5M V NaOH (1) = V NaOH (2) = V NaOH (medio) = M H2SO4 = 5.5.- Sistema H 2 SO 4 NaOH N H2SO4 = V H2SO4 ( 200 ó 204)= T H2SO4 = N NaOH = V NaOH (200 ó 204)= T NaOH = T 0 (vaso Dewar) = Tiempo / s 15 30 45 60 Temperatura / ºC Carácter de la solución (ácido o básico) : 5.6.- Equivalente en agua del sistema calorimétrico Ensayo 1 K 1 = T 0 (vaso Dewar) = T agua = Tiempo / s 15 30 45 60 Temperatura / ºC Ensayo 2 K 2 = T 0 (vaso Dewar) = T agua = Tiempo / s 15 30 45 60 Temperatura / ºC Ensayo 3 K 3 = T 0 (vaso Dewar) = T agua = Tiempo / s 15 30 45 60 Temperatura / ºC K Medio = (K 1 + K 2 + K 3 ) / 3 = 5.7.- Calores de neutralización Q n (HCl - NaOH)= Q n (H 2 SO 4 - NaOH)= 7-10