Calor de reacción de una neutralización (4175)

, por F_y_Q

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Cuando se mezclan 100 mL de una disolución de hidróxido de calcio (1 M) con 80 mL de una disolución de clorano (1.5 M) se produce una reacción de neutralización. Determina la cantidad de cloruro de calcio que se obtendrá y el calor intercambiado en la reacción.

Datos: \Delta H^0_f\ (\ce{HCl}) = - 40.02\ kcal\cdot mol^{-1} ; \Delta H^0_f\ (\text{agua}) = 683.17\ kcal\cdot mol^{-1} ; \Delta H^0_f\ (\ce{CaCl2}) = - 190\ kcal\cdot mol^{-1} ; \Delta H^0_f\ (\ce{Ca(OH)2}) = - 235.8\ kcal\cdot mol^{-1} ; H = 1 ; Cl = 35.5 ; O = 16 ; Ca = 40.

P.-S.

En primer lugar, calculas el calor de reacción para el proceso:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{Ca(OH)2 + 2HCl -> CaCl2 + 2H2O}}}

Puedes calcular la entalpía de reacción a partir de la expresión:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{\Delta H^0_R = \sum (\Delta H^0_{prod}) - \sum (\Delta H^0_{react})}}

Sustituyes los datos del enunciado y calculas:

\Delta H^0_R = (-190 + 2\cdot 683.17)\ \frac{kcal}{mol} - [- 235.8 + 2\cdot (- 40.02)]\ \frac{kcal}{mol} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{1\ 492.2\ \frac{kcal}{mol}}}}

A partir de los datos de concentración y volumen de las disoluciones puedes determinar cuántos moles de cada reactivo son los que se hacen reaccionar:

\left 10^2\ \cancel{mL}\cdot \dfrac{1\ \ce{mol\ CaCl2}}{10^3\ \cancel{mL}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.1\ \ce{mol\ CaCl2}}}} \atop 80\ \cancel{mL}\cdot \dfrac{1.5\ \ce{mol\ HCl}}{10^3\ \cancel{mL}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.12\ \ce{mol\ HCl}}}} \right \}

Parece claro que el reactivo limitante será el HCl porque reacciona el doble de moles de HCl que de \ce{CaCl2} en nuestra reacción. Debes referir la cantidad de producto al reactivo limitante:

0.12\ \cancel{\ce{mol\ HCl}}\cdot \frac{1\ \cancel{\text{mol}}\ \ce{CaCl2}}{2\ \cancel{\ce{mol\ HCl}}}\cdot \frac{111\ g}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{6.66 g CaCl2}}}}


Como la reacción es endotérmica, el calor que absorbe del sistema es:

0.06\ \cancel{\text{mol}}\ \ce{CaCl2}\cdot \frac{1\ 492.2\ kcal}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 89.53\ kcal}}