Práctica de la Laboratorio: Determinación del Calor de Neutralización mediante Titulación Ácido-Base

 

Determinación del Calor de Neutralización mediante Titulación Ácido-Base

 

Objetivo general

Determinar experimentalmente el calor de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte mediante un experimento en condiciones calorimétricas simples.

 

Objetivos específicos:

• Medir la variación de temperatura durante una reacción de neutralización.
• Calcular el calor liberado durante la reacción ácido-base.
• Comparar los resultados experimentales con el valor teórico del calor de neutralización.

 

Introducción

Las reacciones de neutralización entre ácidos y bases son procesos fundamentales en la química. Una reacción de neutralización implica la combinación de iones hidrógeno (H⁺) provenientes de un ácido, con iones hidroxilo (OH⁻) de una base, para formar agua. Estas reacciones son generalmente exotérmicas y liberan energía en forma de calor. En esta práctica se estudia la reacción entre ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH), ambos considerados electrolitos fuertes, que se disocian completamente en agua:

El calor de neutralización se define como la cantidad de energía liberada por mol de agua formada en la reacción. Para ácidos y bases fuertes, el valor teórico está cercano a −57.3 kJ/mol. Esta energía puede medirse mediante una técnica calorimétrica simple que emplea un vaso de poliestireno como calorímetro. Se mide la variación de temperatura de la mezcla, aplicando la fórmula:

donde:

• q: calor liberado (J),
• m: masa total de la solución (g),
• c: capacidad calorífica específica (4.18 J/g·°C),
• ∆T: cambio de temperatura (T_final - T_inicial).

La cantidad de calor por mol de agua formada permite estimar el valor experimental del calor de neutralización.

Fundamentos teóricos

Reacciones ácido-base y neutralización

Una reacción ácido-base implica la transferencia de protones entre un ácido y una base. En el caso de ácidos y bases fuertes, esta reacción ocurre completamente en disolución acuosa, formando sal y agua.

Concepto de entalpía y calor a presión constante

La entalpía (H) es una medida del contenido energético de un sistema. El calor transferido a presión constante durante una reacción química corresponde al cambio de entalpía (ΔH). Las reacciones de neutralización liberan calor, por lo que ΔH es negativo.

Calorimetría: principios y tipos

La calorimetría es la técnica utilizada para medir el calor asociado a procesos físicos o químicos. Se basa en el principio de conservación de la energía. Un calorímetro simple, como un vaso de poliestireno, permite minimizar el intercambio de calor con el ambiente, lo que posibilita calcular el calor liberado a partir de la variación de temperatura.

Aplicación de la ley de conservación de la energía

Esta ley establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. En un sistema cerrado, el calor liberado por la reacción química es absorbido por la solución y las paredes del calorímetro.

Estimación experimental del calor liberado

Utilizando los datos de masa, capacidad calorífica y cambio de temperatura, se puede calcular el calor liberado por la reacción. Luego, al conocer los moles de agua producidos, se determina el calor de neutralización molar.

Análisis de errores experimentales

Factores como la pérdida de calor al ambiente, precisión del termómetro, falta de agitación homogénea o imprecisión en la medición de volúmenes pueden afectar los resultados. Estos errores deben ser identificados y discutidos para mejorar futuras prácticas.

 

Materiales y Reactivos

Materiales:

• Calorímetro
• Termómetro de alcohol o digital (resolución de 0.1 °C)
• Probeta graduada (100 mL)
• Agitador de vidrio o plástico
• Cronómetro
• Papel y lápiz para anotaciones

Reactivos:

• Solución de HCl 1.0 M
• Solución de NaOH 1.0 M
• Agua destilada

Procedimiento experimental:

1. Medir 50.0 mL de HCl 1.0 M con una probeta y verterlo en el calorímetro.
2. Dejar reposar durante 3 minutos para que la solución alcance la temperatura ambiente del sistema.
3. Medir y registrar la temperatura inicial del HCl (T₁).
4. Medir 50.0 mL de NaOH 1.0 M con otra probeta.
5. Verter rápidamente la solución de NaOH en el vaso que contiene el HCl.
6. Agitar suavemente con el agitador durante la reacción.
7. Registrar la temperatura máxima alcanzada (T₂) después de la mezcla.
8. Calcular la variación de temperatura: ∆T = T₂ - T₁
9. Estimar el calor liberado: q = m . c . ∆T Donde m = 100 g (masa total de la solución), y c = 4.18 J/g . ∘C = 4.18.
10. Calcular los moles de agua formados: n = C ⋅ V = 1 mol/L ⋅ 0.050 L = 0.050 mol
11. Determinar el calor de neutralización por mol:

 

Cuestionario:

1. ¿Cuál es el principio físico que permite usar un vaso de poliestireno como calorímetro?
2. ¿Por qué se puede asumir que la capacidad calorífica de la solución es igual a la del agua?
3. ¿Qué factores pueden afectar la precisión de la medición de la temperatura?
4. Compara el calor experimental con el valor teórico (−57.3 kJ/mol). ¿A qué se pueden deber las diferencias?
5. ¿Cómo se podría mejorar la precisión de la práctica?

 

Hoja de resultados tipo:

Medición	Valor
Volumen de HCl (mL)	50.0
Volumen de NaOH (mL)	50.0
Temperatura inicial (°C)	______
Temperatura final (°C)	______
ΔT (°C)	______
Masa total de solución (g)	100.0
Capacidad calorífica (J/g·°C)	4.18
Calor liberado (q, J)	______
Moles de agua formados (mol)	0.050
Calor de neutralización (kJ/mol)	______

 

Referencias bibliográficas

• Chang, R., & Goldsby, K. (2014). Química (11. ed.). McGraw-Hill.
• Atkins, P., & de Paula, J. (2010). Physical Chemistry (9th ed.). Oxford University Press.
• Ghosh, N. S. (2011). Practical Physical Chemistry: An Experimental Approach. New Age International.
• Skoog, D. A., West, D. M., Holler, F. J., & Crouch, S. R. (2014). Fundamentals of Analytical Chemistry (9th ed.). Cengage Learning.