La entalpía de neutralización ( Δ H n ) es el cambio en la entalpía que ocurre cuando un equivalente de un ácido y una base experimentan una reacción de neutralización para formar agua y una sal . Es un caso especial de entalpía de reacción . Se define como la energía liberada con la formación de 1 mol de agua.
Cuando se lleva a cabo una reacción en condiciones estándar a la temperatura de 298 K (25 grados Celsius) y 1 atm de presión y se forma un mol de agua, se denomina entalpía estándar de neutralización ( Δ H n ⊖ ).
El calor ( Q ) liberado durante una reacción es
donde m es la masa de la solución, c p es la capacidad calorífica específica de la solución y ∆ T es el cambio de temperatura observado durante la reacción. A partir de esto, el cambio de entalpía estándar (∆H) se obtiene por división con la cantidad de sustancia (en moles ) involucrada.
Cuando un ácido fuerte , HA, reacciona con una base fuerte , BOH, la reacción que ocurre es
ya que el ácido y la base están completamente disociados y ni el catión B + ni el anión A - están implicados en la reacción de neutralización. [1] El cambio de entalpía para esta reacción es -57,62 kJ / mol a 25 ° C.
Para ácidos o bases débiles, el calor de neutralización depende del pH. [1] En ausencia de cualquier ácido mineral o álcali añadido, se requiere algo de calor para la disociación completa. El calor total desprendido durante la neutralización será menor.
- p.ej a 25 ° C
El calor de ionización para esta reacción es igual a (–12 + 57,3) = 45,3 kJ / mol a 25 ° C. [2]
Referencias
- ↑ a b Clark, Jim (julio de 2013). "Cambio de entalpía de neutralización" . chemguide.co.uk . Consultado el 4 de septiembre de 2019 .
- ^ "Entalpía de neutralización" (PDF) . Colegio Comunitario de Rhode Island. Archivado desde el original (PDF) el 13 de diciembre de 2016 . Consultado el 24 de febrero de 2014 .