CALOR INTEGRAL Y CALOR DIFERENCIAL DE DISOLUCIÓN. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN

QUÍMICA FÍSICA APLICADA

Grado en Ingeniería Química

I. CALOR INTEGRAL Y CALOR DIFERENCIAL DE DISOLUCIÓN.
CALOR DE NEUTRALIZACIÓN.
Objetivo: obtener calores integrales y diferenciales para la disolución de nitrato
amónico en agua. Determinar el calor de dilución del ácido clorhídrico y el calor de
reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido sódico (calor de neutralización).

1.Introducción.
El calor intercambiado en un proceso fisicoquímico se puede medir empleando un
calorímetro. Un calorímetro es un sistema adiabático en el que, por definición, no hay
intercambio de calor entre el sistema (formado por el calorímetro y su contenido) y el
entorno (Q = 0). Por otro lado, si el proceso que se estudia tiene lugar a presión
constante el calor intercambiado, QP, y lavariación de entalpía coinciden (en el
calorímetro se cumple por tanto que ΔH = QP = 0) . Como no hay intercambio de calor
con el medio, la energía liberada o absorbida en cualquier proceso que tenga lugar en
el interior del calorímetro, ΔHproc, se empleará para calentar o enfriar el sistema

H  H proc  H calent  0

y

H proc  H calent

(1.1)

de manera que si ΔHproc espositiva (proceso endotérmico) la temperatura del sistema
adiabático bajará, mientras que si ΔHproc es negativa (proceso exotérmico) la
temperatura aumentará. Por su parte ΔHcalent, la variación de entalpía involucrada en el
cambio de temperatura del sistema, se puede calcular midiendo las temperaturas inicial
(Ti) y final (Tf) del sistema adiabático. En un proceso a presión constante (presiónatmosférica) y admitiendo que las temperaturas inicial y final son las mismas para todos
sus componentes y para el calorímetro:

 H calent 



Tf

Ti

 C p, j dT H c 
j

Tf

 n C
Ti

j

j

p, j

dT H c
(1.2)

C

donde Cp,j es la capacidad calorífica a presión constante del componente j, p, j es su
capacidad calorífica molar a presión constante y ΔHc es elcalor absorbido (o cedido)
por el calorímetro. La ecuación anterior puede escribirse también usando los calores
específicos, ce,j, como:

 H calent 

Tf

 m c
Ti

j

j

e, j

dT H c
(1.3)

Si la variación de temperatura no es muy grande, podemos considerar que las
capacidades caloríficas molares son constantes en el intervalo de temperaturas
considerado, quedando:Departament de Química Física

Universitat d’Alacant

1.1

QUÍMICA FÍSICA APLICADA

Grado en Ingeniería Química
(1.4)

 H calent   m j ce , j Tf  Ti  H c
j

Combinando las ecuaciones (1.1) y (1.4) y admitiendo que todos los componentes
están en una misma fase y tienen el mismo valor de calor específico ce, se obtiene



H proc  H calent    m j  ce Tf  Ti  H c
 j


(1.5)

Para las reacciones en disolución acuosa se puede considerar que ce es prácticamente
la del agua pura (ce= 1 cal g-1 K-1=4,184 J·g-1K-1).
Para poder calcular los calores intercambiados en los procesos que tienen lugar en el
interior de un calorímetro hay que conocer el calor absorbido o cedido por éste en
cada experimento. Trabajando con disoluciones acuosas resultaconveniente expresar
este calor absorbido en forma de su equivalente en gramos de agua, es decir, se
calcula la cantidad de agua que absorbería el mismo calor que absorbe el calorímetro
en contacto con la disolución. Esta magnitud, que se denomina equivalente en agua
del calorímetro (mc), se puede determinar fácilmente midiendo la temperatura final
cuando se mezclan, en el interior delcalorímetro, dos masas de agua inicialmente a
distinta temperatura. Así, si se introduce una masa de agua m1 a una temperatura Ti,1
(medida en el calorímetro) y se añade una masa m2 de agua a una temperatura Ti,2>Ti,1
debe cumplirse que el calor cedido por el agua a temperatura Ti,2 sea igual a la suma
de los calores absorbidos por el calorímetro y por la masa de agua m1, ambos
inicialmente a la...