Tiempo de lectura estimado: 11 minutos
Energía y entalpía de reacción
La entalpía estándar de reacción es el cambio de entalpía que se produce en un sistema cuando la materia es transformada por una reacción química determinada, cuando todos los reactivos y productos se encuentran en su estado estándar.
Desde el punto de vista termodinámico, las reacciones químicas pueden clasificarse como exérgicas o exotérmicas cuando se libera energía y endogónicas o endotérmicas cuando se absorbe.
La energía es la capacidad de hacer un trabajo o proporcionar calor. La energía puede incluirse en un sistema de dos formas: energía cinética (Ec) y energía potencial (Ep).
La energía cinética ( Ec ) está relacionada con la velocidad y la masa según la ecuación Ec = 1/2 mv2. La unidad de energía del SI es el joule (J); 1J = N*m y, siendo 1N = 1m*Kg*s2 , 1J = 1Kg*m2*s2 . Una unidad no SI muy utilizada es la caloría (cal) que corresponde a la cantidad de energía necesaria para aumentar en 1 °C 1 g de agua; 1 cal = 4.184 J.
En un sistema constituido por partículas la Ec está dado por la suma de las energías de los movimientos de traslación, vibración y rotación de las moléculas y está ligado a la temperatura absoluta del sistema y su valor medio se denomina también energía térmica.
La energía potencial (Ep) es la energía que puede ser contenida en un sistema. En una molécula se debe a las interacciones existentes entre el núcleo y los electrones y entre el electrón y el electrón; en un sistema constituido por más partículas además de la anterior viene dada por las interacciones existentes entre las moléculas (por ejemplo, las fuerzas de Van Der Waals) y también se denomina energía química.
Por energía interna nos referimos a la suma de todas las energías: E = Σ(Ep + Ec ).
Si en un sistema los parámetros temperatura, composición química, volumen y presión permanecen constantes, el sistema está en equilibrio; la modificación de uno de los parámetros perturba este equilibrio.
En una reacción química la diferencia entre las energías de enlace de los productos de la reacción y las de los reactivos se llama ΔE:
ΔE = Eproductos – Ereactivos
Sistemas termodinámicos
Por sistema termodinámico nos referimos a todos los cuerpos involucrados en el intercambio de calor de una reacción. Un recipiente de Dewar (calorímetro) puede considerarse un sistema cerrado ya que no permite, si no en cantidad insignificante, intercambios de calor con el medio ambiente. Estos intercambios tienen lugar, por lo tanto, entre los reactivos, el agua (¡si es que la hay!), y las paredes del calorímetro.
En una reacción química se puede producir o absorber una cantidad de calor de reacción (Q). El signo de calor es positivo (+Q) si la reacción es exotérmica, es decir, si libera calor al ambiente, o negativo (-Q) si la reacción es endotérmica, es decir, si recibe calor del exterior.
Por calor específico (c) de una sustancia se entiende la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de la sustancia en 1 K. En el SI se expresa en J/(Kg*K ).
Otras dos unidades no pertenecientes al SI que se utilizan comúnmente son Kcal/Kg °C y KJ/Kg °C. De esto se deduce que la cantidad de calor necesaria para aumentar 1 °C 1 g de la sustancia se expresa en cal/g °C o J/g °C.
La capacidad de calor de un cuerpo (C) significa la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de ese cuerpo en 1 °C, es decir, C = c*m (m = masa).
Si la transformación tiene lugar a presión constante, se puede utilizar la función de entalpía (H), que expresa el contenido total de calor del sistema, es decir, el valor total de la energía, es decir, el calor de reacción.
La expresión de la entalpía es H = E + PV y su variación es ΔH = ΔE + PV; si la transformación tiene lugar a presión constante tenemos ΔH = ΔE + PV.
La primera ley de la termodinámica o conservación de la energía dice:
Q = ΔE + L donde Q = energía térmica (calor), ΔE = Efinal – Einitial y L = trabajo realizado;
si un gas está involucrado en el sistema tienes L = PV, entonces Q = ΔE + PV y, a presión constante, Q = ΔE + PΔV. De aquí viene ΔH = Q; por lo tanto, el calor Q intercambiado en una reacción a presión constante expresa la variación de energía H entre las entalpías de los productos y las de los reactivos:
ΔH = Hproductos – Hreactivos = Q.
La entalpía de los reactivos o de los productos no es ni medible ni calculable: de hecho, la entalpía total depende tanto del Ec como del Ep, valores que no se pueden definir. Sin embargo, se puede decir que
en una reacción exotérmica: Hproductos < Hreactivos por lo tanto ΔH < 0
en una reacción endotérmica: Hproductos > Hreactivos por lo tanto ΔH > 0
El ΔH es proporcional a la cantidad de sustancia que entra en la reacción y permanece inalterado tanto si la reacción se produce en una sola etapa como en más etapas (ley de Hess).
El propósito de la experiencia es medir la variación de la entalpía (ΔH) en un sistema abierto a presión constante y sin variaciones apreciables de volumen, la medición se hace indirectamente midiendo el calor de reacción (Q) que, como se ha dicho, es igual a ΔH.
La fórmula aplicable es Q = m*c*( T2 – T1 ) donde
m = masa en g de los reactivos, c = calor específico, T1 y T2 = temperaturas inicial y final de los reactivos.
La experiencia se divide en tres fases: en la primera se mide el calor de la solución de hidróxido de sodio en el agua, y luego el calor de neutralización de la reacción entre el hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico.
Por último, la ley de Hess se verifica disolviendo el hidróxido de sodio directamente en ácido clorhídrico (reacción de una sola etapa) y se comprueba si hay diferencias entre el resultado obtenido y la suma de las energías medidas en las dos primeras fases (reacción de dos etapas).
El calor de reacción se calcula en KJ/mol o Kcal/mol; se desprecia la capacidad calorífica del calorímetro.
Calorímetro adiabático
Un calorímetro es un equipo de laboratorio que permite la medición indirecta del calor generado o absorbido por un sistema termodinámico. Consiste en un recipiente con paredes que aíslan el interior del ambiente, un espacio para introducir un termómetro tradicional o el sensor de un termómetro digital y un agitador o sonda para poder mezclar los reactivos y asegurar homogeneidad en el sistema.
Existen modelos de calorímetros digitales que permiten la monitorización de las reacciones y la agitación de los reactivos en su interior. Se denominan adiabáticos porque el sistema termodinámico se encuentra aislado para evitar la transferencia de calor hacia o desde el ambiente.
Materiales
- Probeta graduada de 100 ml
- Vidrio de reloj grande
- Calorímetro
- Varilla de agitación de vidrio
- Termómetro 0 – 100 °C con división de 0,1 °C
Reactivos
- Hidróxido de sodio en granallas
- Soluciones de ácido clorhídrico 1 M e hidróxido de sodio 1 M
Procedimiento
Primera Parte: Calor de solución de NaOH en el agua:
Mida con una probeta graduada exactamente 100 mL de agua destilada y viértala cuidadosamente en el calorímetro. Se introduce la sonda termométrica en el calorímetro; cuando el valor indicado por la pantalla se ha estabilizado, se anota, indicándolo como T1.
Pesar exactamente 4 g de hidróxido de sodio en gotas en la balanza analítica y transferirlo al calorímetro; mezclar usando la sonda termométrica o una varilla de vidrio hasta que se alcance el equilibrio de la temperatura. Este valor se detecta e indica con T2.
Segunda parte: calor de neutralización de la reacción NaOH + HCl:
Mida con una probeta graduada exactamente 50 mL de hidróxido de sodio sol. 1 M y viértalo en el calorímetro; sumerja la sonda termométrica, mueva la solución y espere a que la temperatura se estabilice. El valor se registra y se anota como T1. Enjuague la probeta y mida exactamente 50 mL de ácido clorhídrico sol. 1 M; vierta el ácido en el calorímetro agitando la solución resultante con la sonda termométrica o una varilla de vidrio.
Espere a que la temperatura se estabilice y anote el valor obtenido, indicándolo como T2.
Tercera parte: calor de la solución y calor de la neutralización (una sola etapa):
Esta es una reacción de una sola etapa que es la suma de las reacciones de las partes anteriores.
Se miden 100 mL de ácido clorhídrico sol. 1 M de la manera habitual y se vierte en el calorímetro; se sumerge la sonda termométrica y se mide la temperatura estable T1. Pesar, como ya se ha descrito, 4 g de hidróxido de sodio en granallas y colocarlas en la solución ácida agitándolas con la sonda termométrica o una varilla de vidrio. En el equilibrio térmico se mide el valor T2.
Después del experimento
Primera Parte: Calor de solución de NaOH en el agua:
Al ser una solución, sólo se tiene en cuenta el calor específico (c) del agua, es decir, 4,18 J (K g).
Por ejemplo, T1 = 19,5 °C (292,6 K) y T2 = 29,6 °C (302,7 K), aplicando la fórmula Q = m – c ( T2 – T1 ) tenemos Q = 102 – 10,1 – 4,18 = 4306,2 J , o 4 306 KJ.
Dado que 4 g de hidróxido de sodio corresponden a 0,1 mol, hay un cambio en la entalpía de 4.306 / 0,1 = 43,1 KJ/mol.
Segunda parte: calor de neutralización de la reacción NaOH + HCl:
Para la segunda parte del experimento se puede realizar los cálculos como se indica a continuación. Por ejemplo, T1 = 19,5 °C ( 292,6 K ) y T2 = 26,1 °C ( 299,2 K ), aplicando la fórmula Q = m – c ( T2 – T1 ) se obtiene Q = 100 – 7,5 – 4,18 = 3135 J , o 3,13 KJ .
Dado que 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M y 50 mL de hidróxido de sodio 0,1 M corresponden a 0,05 mol cada uno, hay una variación de entalpía de 3,13 / 0,05 = 62,6 KJ/mol.
Tercera parte: calor de la solución y calor de la neutralización (una sola etapa):
Los cálculos para la tercera parte de la experiencia se pueden realizar de la siguiente manera. Por ejemplo, T1 = 19,5 °C (292,6 K) y T2 = 44,2 °C (317,3 K), aplicando la fórmula Q = m *c*(T2 – T1) da Q = 102 – 24,7 – 4,18 = 10531 J, o 10,53 KJ.
Dado que 4 g de hidróxido de sodio y 100 mL de ácido clorhídrico 1 M corresponden cada uno a 0,1 mol, hay un cambio en la entalpía de 10,53/0,1 = 105,3 KJ/mol.
Como puede verse, el valor del cambio de entalpía de la reacción de una etapa (ΔH = 105,3 KJ/mol) es, dentro de los límites del error experimental, igual a la suma de los cambios de entalpía de las reacciones consideradas como etapas únicas (ΔH = 43,1 + 62,6 = 105,7 KJ/mol).
Para transformar los valores expresados en J en calorías es suficiente con multiplicar por 4,18 (1 cal = 4,184 J).
Realizar los cálculos con los valores obtenidos en la practica y discutir sobre los equilibrios termodinámicos observados en el experimento y los valores obtenidos.
¿Qué aplicación práctica se puede deducir de esta experiencia de laboratorio? En caso de que se tengan que disolver 1 kg de hidróxido de sodio en 10 litros de agua, ¿Qué precauciones debe tomarse y como seria el procedimiento más adecuado?
Recomendaciones de seguridad
En todo momento se deben utilizar los elementos de seguridad básicos en el laboratorio de química (bata de laboratorio, guantes, gafas de seguridad y demás que sean exigidos por las normas internas, locales o nacionales. Los residuos generados por la práctica deben ser dispuestos de manera adecuada según las normas de laboratorio y las normas locales y nacionales respectivas.
Para más información Determinazione dell’entalpia in una reazione
Como citar este artículo:
APA: (2021-01-20). Determinación de la entalpía de reacción. Recuperado de https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/determinacion-de-la-entalpia-de-reaccion/
ACS: . Determinación de la entalpía de reacción. https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/determinacion-de-la-entalpia-de-reaccion/. Fecha de consulta 2025-06-01.
IEEE: , "Determinación de la entalpía de reacción," https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/determinacion-de-la-entalpia-de-reaccion/, fecha de consulta 2025-06-01.
Vancouver: . Determinación de la entalpía de reacción. [Internet]. 2021-01-20 [citado 2025-06-01]. Disponible en: https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/determinacion-de-la-entalpia-de-reaccion/.
MLA: . "Determinación de la entalpía de reacción." https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/determinacion-de-la-entalpia-de-reaccion/. 2021-01-20. Web.
Si tiene alguna pregunta o sugerencia, escribe a administracion@quimicafacil.net, o visita Como citar quimicafacil.net