Entalpía de neutralización en un calorímetro de vaso: ¿por qué el valor sale bajo?
En el laboratorio se quiere determinar la entalpía de neutralización del HCl con NaOH. Se preparan 50,0 mL de HCl 1,00 mol/L y 50,0 mL de NaOH 1,00 mol/L, ambos a 21,0 °C. Se vierten en un calorímetro de vaso (recipiente de porexpán con tapa y termómetro), se agita y se anota la temperatura máxima: 27,8 °C. Se supone que la disolución resultante tiene densidad 1,00 g/mL y calor específico 4,18 J/(g·K), y que la capacidad calorífica del calorímetro es despreciable. El valor de referencia es −57,3 kJ/mol. Un alumno repite el experimento con HCl 2,00 mol/L y NaOH 2,00 mol/L y obtiene un aumento de temperatura de casi el doble. El profesor pide explicar la diferencia entre resultados y discutir las fuentes de error del método, no solo repetir el cálculo.
1. Calcula la entalpía de neutralización a partir de los datos y exprésala con el signo y las unidades correctas.
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Moles que reaccionan: n = c·V = 1,00 mol/L × 0,0500 L = 0,0500 mol de cada reactivo, en proporción 1:1, así que se neutralizan 0,0500 mol y se forman 0,0500 mol de agua.
Calor medido: la masa total es 100 mL × 1,00 g/mL = 100 g y ΔT = 27,8 − 21,0 = 6,8 K. q = m·c·ΔT = 100 g × 4,18 J/(g·K) × 6,8 K = 2 842 J.
Interpretación del signo: el calor lo cede el sistema al entorno (sube la temperatura del agua), luego la reacción es exotérmica y q_sistema = −2 842 J.
Por mol: ΔH = −2 842 J / 0,0500 mol = −56 840 J/mol ≈ −56,8 kJ/mol.
Es una cantidad intensiva referida a un mol de agua formada. El redondeo a tres cifras significativas es coherente con ΔT = 6,8 K, que es el dato con menos cifras. El signo negativo no es un convenio opcional: indica que el sistema libera energía.
2. El valor obtenido es un 0,9 % menor en magnitud que el de referencia. Explica a qué se debe y qué tipo de error introduce, justificando el sentido de la desviación.
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El desfase es pequeño (0,5 kJ/mol), lo que indica un montaje razonablemente bueno, pero el sentido de la desviación no es casual: el calor medido es menor de lo que debería, y eso hace que |ΔH| salga más pequeño.
Causas, todas en la misma dirección:
- Pérdidas de calor por las paredes del vaso y por la tapa hacia el aire durante la agitación; ese calor no calienta el agua y por tanto ΔT disminuye.
- Capacidad calorífica del calorímetro considerada nula: en realidad el termómetro, el vaso y la disolución absorben parte del calor, de modo que con el mismo calor liberado la subida de temperatura es menor.
- Lectura del termómetro: la temperatura máxima se alcanza con retraso y puede infravalorarse; además el termómetro del aula suele tener resolución de 0,1–0,2 °C, lo que sobre ±6,8 K es un 2–3 % de incertidumbre.
Todos estos efectos son sistemáticos: actúan siempre en el mismo sentido, así que promediar muchas repeticiones no los corrige; hay que corregirlos experimentalmente (calibrar el calorímetro, aislar mejor, usar un termómetro más fino) o estimarlos y aplicarles una corrección.
3. El alumno que duplicó las concentraciones obtuvo casi el doble de ΔT. ¿Cambia por ello la entalpía de neutralización? Razona la respuesta y discute si el valor que obtendría sería mejor o peor que el del primer grupo.
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No cambia. La entalpía de neutralización es una propiedad intensiva: es la energía intercambiada por mol de agua formada, y no depende de cuántos moles se neutralicen.
Con concentraciones 2,00 mol/L y el mismo volumen, reaccionan 0,100 mol en lugar de 0,0500 mol, es decir, se libera el doble de calor sobre la misma masa de disolución (100 g), por lo que ΔT se duplica: aproximadamente 13,6 K. Pero al dividir q entre los moles correspondientes el resultado vuelve a ser ≈ −57 kJ/mol. Comprobación: q = 100 × 4,18 × 13,6 = 5 685 J; ΔH = −5 685/0,100 = −56,8 kJ/mol.
¿Es mejor ese experimento? No necesariamente. Con ΔT mayor, el error relativo del termómetro pesa menos (ventaja), pero las pérdidas de calor crecen porque la disolución está más caliente respecto al ambiente, lo que infravaloraría |ΔH| algo más; además, el valor «casi el doble» ya sugiere que no se duplicó exactamente. La mejora real no consiste en liberar más calor, sino en aislar mejor y en corregir la capacidad del calorímetro.