Entalpía de neutralización

En química y termodinámica , la entalpía de neutralización ( Δ H _n ) 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 la temperatura de 298 K (25 grados Celsius) y 1 atm de presión y se forma un mol de agua, el calor liberado por la reacción se llama entalpía estándar de neutralización ( Δ H _n ^⊖ ).

El calor ( Q ) liberado durante una reacción es

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

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 por 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− ^están involucrados en la reacción de neutralización. ^[1] El cambio de entalpía para esta reacción es -57,62 kJ/mol a 25 °C.

En el caso de los 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 generado durante la neutralización será menor.

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

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