Calorimetría – entalpía de neutralización de HCl + NaOH

QuímicaEnergética y termodinámicaEdades 15–16Laboratorio virtual

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Usar con mi clase

Experimento virtual con un calorímetro de vaso de poliestireno: vierte V₁ mL de HCl C₁ M y V₂ mL de NaOH C₂ M (ambos a 25 °C), agita y sigue el termómetro y la gráfica T(t). A partir de la temperatura máxima, los estudiantes calculan Q = m·c·ΔT, los moles de agua formados (según el reactivo limitante) y ΔrH ≈ −57,3 kJ/mol. Cada medición se registra en una tabla de resultados, y un ajuste de pérdida de calor muestra por qué los valores medidos suelen ser menores que el teórico.

Lección: Variación de entalpía – medida de la entalpía de neutralización

Qué muestra

La neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte es exotérmica: H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l), con una variación de entalpía de unos −57,3 kJ por mol de agua formada. En un calorímetro de vaso de poliestireno, el calor liberado calienta la mezcla, de modo que Q = m·c·ΔT, tomando la disolución como agua (1 g/mL, 4,18 J/g·K). Al dividir Q entre los moles de agua, fijados por el reactivo limitante, se obtiene ΔrH. El calor perdido hacia el entorno hace que el valor medido sea menor que el teórico.

Cómo usarla

Ajusta los volúmenes y concentraciones de HCl y NaOH, elige un valor de Pérdida de calor del vaso y pulsa Verter y agitar. Observa el termómetro y la gráfica de temperatura frente al tiempo; cuando pasa el máximo, la medición se añade a la tabla. Pulsa Nueva medición, cambia una sola variable cada vez y compara ΔT y ΔrH entre mediciones, por ejemplo duplicando ambos volúmenes o dejando un reactivo en exceso.

Parámetros que puedes cambiar

Volumen de disolución de HCl 10–100 mL
Concentración de HCl 0,1–2 M
Volumen de disolución de NaOH 10–100 mL
Concentración de NaOH 0,1–2 M
Pérdida de calor del vaso 0–30 %

Preguntas para explorar

Si se duplican ambos volúmenes con las mismas concentraciones, ¿cómo cambia ΔT y por qué?
Cuando el NaOH está en exceso, ¿con qué reactivo se calculan los moles de agua formados?
¿Por qué el valor medido de |ΔrH| suele ser menor que 57,3 kJ/mol?

Preguntas frecuentes

¿Cómo se calcula la entalpía de neutralización a partir del aumento de temperatura?

Se calcula el calor liberado con Q = m·c·ΔT, se divide entre los moles de agua formados y se añade el signo menos: ΔrH = −Q/n(H₂O). En esta fórmula, m es la masa de toda la disolución mezclada y c vale unos 4,18 J/g·K, el valor del agua. Conviene pasar Q a kilojulios para expresar el resultado en kJ/mol.

¿Por qué la entalpía de neutralización es casi igual para todos los ácidos y bases fuertes?

Es casi igual porque los ácidos y las bases fuertes están totalmente ionizados, de modo que la reacción siempre es H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l), con unos −57,3 kJ por mol de agua. Los demás iones son espectadores y no reaccionan. Los ácidos y bases débiles suelen dar un valor menos negativo, porque parte de la energía se gasta en ionizarlos.

¿Por qué se usa un vaso de poliestireno como calorímetro?

Se usa porque el poliestireno es un buen aislante térmico y absorbe muy poco calor. Así, casi todo el calor de la reacción calienta la disolución y el calor que toma el vaso puede despreciarse en el cálculo. La tapa reduce aún más la pérdida de calor hacia el aire del entorno.

Ideas para la clase

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