Exp. de Laboratorio 2º de Bachillerato
Química

Calor de reacción entre el NaOH y el HCl

Introducción
Objetivo de la práctica
Material utilizado
Realización de la práctica
  - Cálculo de la entalpía de la reacción a)
  - Cálculo de la entalpía de la reacción b)
  - Cálculo de la entalpía de la reacción c)
Comprobación experimental de la ley de Hess
Conclusiones

 

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1.‑ Introducción.

Sabemos que a presión constante el calor que desprende una reacción coincide con su variación de entalpía. Nosotros en el laboratorio, vamos a medir el calor desprendido en la reacción de neutralización entre una disolución de NaOH y otra de HCl, que como se producirá a la presión atmosférica coincidirá con la variación de la entalpía de la reacción:

NaOH + HCl + H2O               NaCl + 2 H2O

es decir:

Na+ (ac) + OH- (ac) + H3O+ (ac) + Cl- (ac)         Na+ (ac) + Cl- (ac) + 2 H2O

 

Al ser el NaOH una base fuerte y el HCl un ácido fuerte, ni el catión sodio ni el anión cloro reaccionarán con el agua de tal manera que la reacción estudiada se podría esquematizar:

OH- (ac) + H3O+ (ac)              2 H2O (l)

y el mismo resultado se habría obtenido en otra disolución de cualquier base fuerte con cualquier ácido fuerte.

La práctica podría completarse si medimos la entalpía de estas tres reacciones:

  1. NaOH (s)                             NaOH (ac)

  2. NaOH (s) + HCl (ac)                      NaCl (ac)

  3. NaOH (ac) + HCl (ac)                    NaCl (ac)

Como también sabemos, por un criterio termodinámico de signos, si la temperatura de la disolución disminuye el incremento de la entalpía será positivo, mientras que si aumenta será negativo.

Para que esta práctica salga bien habría que proceder en primer lugar al calibrado del calorímetro. En nuestro caso se usa como calorímetro un vaso de precipitados. Para calibrarlo se procederá del siguiente modo: se añaden 100 cc. de agua destilada al calorímetro y se mide la temperatura. Luego se añaden otros 100 cc de agua previamente calentados a 45 ºC y se mide la temperatura que alcanza la mezcla.

Por un balance energético (aplicando la ecuación Q = m.Cp.(DT) se calcula la temperatura teórica que debería haber alcanzado la mezcla y se compara con la que realmente ha alcanzado. Así puede calcularse el calor absorbido por el calorímetro, termómetro etc. por cada grado centígrado. A este valor se le llama equivalente del calorímetro. Sin embargo, nosotros procederemos de otra manera que a continuación detallaremos.

 

 

 2.‑ Objetivo de la práctica.

La finalidad de esta práctica es calcular la entalpía de las tres reacciones expuestas en la introducción y con ellas comprobar que se cumple la ley de Hess.

 

 

 3.‑ Material utilizado.

El material utilizado en esta práctica de laboratorio es el siguiente:

Material fungible

Productos químicos

  • Balanza
  • Vaso de precipitados
  • Matraz aforado
  • Embudo
  • Vidrio de reloj
  • Pipeta de 10 ml
  • Pipeta de Pasteur
  • Prepipeta
  • Varilla de vidrio
  • Termómetro
  • Frasco dosificador
  • Cucharilla espátula
  • Papel
  • Calculadora
  • Lápiz
  • Hidróxido sódico sólido
  • Ácido clorhídrico
  • agua destilada

 

4.‑ Realización de la práctica.

 4.1.‑ Cálculo de la entalpía de la reacción a):

Para la reacción a) se disolverá una cantidad exacta de NaOH (aproximadamente 1 gr) en 50 cc. de agua y se hallará su entalpía de disociación en cal/mol. Hay que pesar las lentejas de NaOH con mucha rapidez, ya que absorben mucho la humedad del aire; de lo contrario, el peso obtenido no sería sólo de NaOH sino también del agua absorbida. El proceso a seguir sería:

          Peso del vidrio de reloj =                                ....................... gr

          Peso del vidrio de reloj más la NaOH =         ....................... gr

          Peso del NaOH =                                             ....................... gr

          Masa total de la disolución =                           ....................... gr

          Peso del vaso de precipitados =                       ....................... gr

          Temperatura inicial del agua =                         ...................... ºC

          Temperatura final de la disolución =                ...................... ºC

 

para calcular el calor desprendido en la reacción se utilizará la expresión:

Q = m.Ce.(Tf‑To)

donde la masa debe estar en gr, el calor específico en cal/(gr.ºC), la temperatura en ºC y el resultado nos dará en calorías.

Como si aumenta la temperatura de la disolución, también se calentará el vaso de precipitados a la misma temperatura, habrá que conocer su masa y aplicar la ecuación para ambos de tal manera que el calor desprendido por la reacción será la suma del absorbido por la disolución y por el vidrio del vaso de precipitados.

Los datos necesarios para aplicar las ecuaciones son:

Ce agua = 1 cal/gr.ºC               ;           Ce vidrio = 0'2 cal/gr.ºC

 

Entonces:

Q (disolución) = .......... . 1 . ( ..... ‑ ..... ) = .................. cal

Q (    vidrio   ) = ......... . 0'2 . ( ..... ‑ ..... ) = ................ cal

Q (total ) = Q (disolución) + Q (vidrio) = ...................... cal

como el calor absorbido por la disolución y el vidrio es el desprendido por la reacción y ya que la reacción se ha producido a presión constante, se cumplirá que:

DH = ‑ Q (total) = ............................... cal

 

pero éste, es el calor desprendido en la disolución de ...................... gr de NaOH. Si queremos saber el calor desprendido por un mol (40 gr) será:

  DH = .................................. cal/mol

 

 

 

4.2.‑ Cálculo del calor desprendido en la reacción b):

Para la reacción b):

NaOH (s) + H3O+ (ac) + Cl- (ac)          Na+(ac) + Cl- (ac) + 2 H2O (l)

pesamos una cantidad exacta de NaOH (aproximadamente 1 gr) y lo disolvemos en 30 cc. de una disolución de HCl 2 M que previamente hemos preparado.

El proceso a seguir sería:

          Peso del vidrio de reloj =                                ....................... gr

          Peso del vidrio de reloj más la NaOH =         ....................... gr

          Peso del NaOH =                                             ....................... gr

          Masa total de la disolución =                           ....................... gr

          Peso del vaso de precipitados =                       ....................... gr

          Temperatura inicial de la dis. de HCl agua =   ...................... ºC

          Temperatura final de la disolución =                ...................... ºC

          Número de moles de NaOH =                           ..................... moles

          Número de moles de HCl  =                              ..................... moles

 

como se observa, sobrará HCl, es decir que tenemos la completa seguridad de que todo el NaOH va a reaccionar. Calculando el calor desprendido de la misma forma que para la reacción a) tenemos:

Q (disolución) = .......... . 1 . ( ..... ‑ ..... ) = .................. cal

Q (    vidrio   ) = ......... . 0'2 . ( ..... ‑ ..... ) = ................ cal

Q (total ) = Q (disolución) + Q (vidrio) = ...................... cal

 

DH = ‑ Q (total) = ............................... cal

 

pero éste, es el calor desprendido en la disolución de ...................... gr de NaOH. Si queremos saber el calor desprendido por un mol (40 gr) será:

  DH = .................................. cal/mol

 

 

 

4.3.‑ Cálculo del calor desprendido en la reacción c):

Para la reacción c):

Na+(ac) + OH-(ac) + H3O+(ac) + Cl-(ac)   Na+(ac) + Cl-(ac) + 2 H2O(l)

se hacen reaccionar 50 ml de una disolución 2 M de NaOH con 30 ml de una disolución de HCl 2 M que previamente habremos preparado. Las dos disoluciones por separado deben tener aproximadamente la misma temperatura.

Así como en la reacción c) cualquier otro ácido fuerte y base fuerte habrían dado el mismo resultado (porque lo único que reacciona son los protones y los grupos oxidrilo), ni en la reacción a) ni en la b) se habría obtenido el mismo resultado si cambiamos los reactivos. El proceso a seguir sería:

          Peso del vidrio de reloj =                                 ....................... gr

          Masa total de la disolución =                           ....................... gr

          Peso del vaso de precipitados =                       ....................... gr

          Temperatura inicial de las disoluciones =        ...................... ºC

          Temperatura final de la disolución =                ...................... ºC

          Número de moles de NaOH =                           ..................... moles

          Número de moles de HCl  =                              ..................... moles

 

siguiendo el mismo proceso que en las reacciones anteriores:

Q (disolución) = .......... . 1 . ( ..... ‑ ..... ) = .................. cal

Q (    vidrio   ) = ......... . 0'2 . ( ..... ‑ ..... ) = ................ cal

Q (total ) = Q (disolución) + Q (vidrio) = ...................... cal

 

DH = ‑ Q (total) = ............................... cal

 

reaccionarán ................ moles de NaOH con ................. moles de HCl y sobrarán ................ moles de ................. . El reactivo limitante es el .......................

 

  DH = .................................. cal/mol

 

 

 

5.‑ Comprobación experimental de la ley de Hess.

Se puede comprobar fácilmente que la reacción b) es la suma de las reacciones a) y c), luego:

Entalpía reacción a) + Entalpía reacción c)   =  Entalpía reacción b)

...........................     +     ...........................    =    ...........................

 

que debe coincidir con el valor de la entalpía obtenido para la reacción b).

 

Calcula el error que se ha cometido:        % error =   ........................ %

 

 

6.‑ Conclusiones.

Como conclusión a esta práctica de laboratorio contesta a las preguntas y cuestiones que se te formulan a continuación:

 

  1. ¿Por qué hay que pesar lo más rápidamente posible el hidróxido sódico si luego hay que mojar las lentejas al disolverlo con agua?
     

  2. La entalpía de la reacción b) sale mucho más alta que la de la reacción c); ¿a qué crees tú que puede ser debido?
     

  3. Teniendo en cuenta que los valores reales de las entalpías de las reacciones estudiadas son:

     reacción a)    ‑ 10.000 cal/mol

    reacción b)    ‑ 25.000 cal/mol

    reacción c)    ‑ 15.000 cal/mol

    calcula el error real que se ha cometido.

     

  4.  Analiza las posibles causas de la existencia de este error.
     

  5. Pesa exactamente una cantidad aproximada a 1 gramo de tiosulfato sódico y disuélvelo en 30 cc. de agua. Determina por el mismo procedimiento la entalpía de dicha disolución. ¿Será un proceso endotérmico o exotérmico?

 

          

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