Entalpía de neutralización

En química y termodinámica , la entalpía de neutralización ( ΔnH ₎ es el cambio de 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 la entalpía de reacción . Se define como la energía liberada con la formación de 1 mol de agua. Cuando una reacción se lleva a cabo en condiciones estándar a una temperatura de 298 K (25 °C) y 1 bar de presión _, y se forma un mol de agua, el calor liberado por la reacción se denomina ^entalpía estándar de neutralización ( ΔnH⊖ ).  

El calor ( Q ) liberado durante una reacción es

${\displaystyle Q=mc_{p}\Delta T}$

donde m es la masa de la disolución, c _p es el calor específico de la disolución y ∆ T es el cambio de temperatura observado durante la reacción. A partir de esto, se obtiene el cambio de entalpía estándar ( ∆ H ) dividiendo entre la cantidad de sustancia (en moles ) involucrada.

${\displaystyle \Delta H=-{\frac {Q}{n}}}$

Cuando un ácido fuerte , HA, reacciona con una base fuerte , BOH, la reacción que ocurre es

${\displaystyle {\ce {H+ + OH^- -> H2O}}}$

ya que el ácido y la base están completamente disociados y ni el catión ^B + ⁿⁱ el anión A− participan en la reacción de neutralización. ^{[ 1 ]} El cambio de entalpía para esta reacción es de −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 liberado durante la neutralización será menor.

p.ej${\displaystyle {\ce {HCN + NaOH -> NaCN + H2O}};\ \Delta H}$= −12  kJ/mol a 25  °C

El calor de ionización para esta reacción es igual a (−12 + 57,3) = 45,3 kJ/mol a 25  °C. ^{[ 2 ]}