Química

Material seleccionado: vaso de precipitados, tela aislante, tapón de corcho, termómetro, punzón, probeta, vara agitadora y cinta adhesiva.Diseño: Se envuelve el vaso de precipitados con tela aislante sujeta con cinta adhesiva para minimizar las pérdidas de calor al entorno. Con el punzón se hacen dos orificios en el tapón de corcho: uno para introducir el termómetro y otro para añadir los reactivos o insertar la vara agitadora. El conjunto actúa como un calorímetro de vaso de café.Procedimiento: Se miden con la probeta los volúmenes de disolución de $\ce{HCl}$ (2 M) y de $\ce{NaOH}$ (1 M) que se vayan a utilizar, ambas almacenadas a 25 °C. Se vierte uno de ellos en el vaso calorimétrico, se coloca el tapón con el termómetro y la vara agitadora y se registra la temperatura inicial ($T_i$). A continuación se añade rápidamente la otra disolución a través del orificio del tapón, se agita y se registra la temperatura cada cierto tiempo hasta que se alcanza el valor máximo ($T_{max}$). La variación de temperatura $\Delta T = T_{max} - T_i$ permite calcular el calor desprendido y, dividiendo por los moles de agua formada, la entalpía molar de neutralización.

Primero se identifican los moles de cada reactivo y el reactivo limitante:

Ambos reactivos están en cantidad estequiométrica (relación 1:1), por lo que se forman 0,200 mol de $\ce{H2O}$.De la Tabla I, la temperatura inicial es $T_i = 25{,}00\ ^\circ\text{C}$ (tiempo 0 s) y la temperatura máxima es $T_{max} = 34{,}19\ ^\circ\text{C}$ (tiempo 30 s, tras el cual se mantiene prácticamente constante). Por tanto:

La masa de la disolución resultante (volúmenes aditivos, densidad 1 g/cm³):

El calor absorbido por la disolución:

La reacción cede ese calor a la disolución, por lo que el calor de reacción es $q_{\text{rxn}} = -11{,}530\ \text{kJ}$.La entalpía molar de neutralización:

La entalpía de neutralización molar en las condiciones de trabajo de la fábrica es $\Delta H_{\text{neut}} = -57{,}6\ \text{kJ/mol}$, valor muy próximo al valor estándar de neutralización de ácido y base fuertes (−57,3 kJ/mol), lo que valida el experimento.

Al trabajar con grandes volúmenes en las mismas concentraciones (2 M de $\ce{HCl}$ y 1 M de $\ce{NaOH}$) y en proporción estequiométrica, tanto el calor total liberado ($q = n \cdot |\Delta H_{\text{neut}}|$) como la masa de disolución crecen proporcionalmente al volumen. La temperatura máxima alcanzada depende de:

Como $n$ y $m$ son ambas proporcionales al volumen total, el cociente $n/m$ es constante e independiente del volumen. Por tanto, $\Delta T$ no cambia al escalar el experimento: la temperatura máxima que alcanzaría la mezcla sería la misma (~34 °C), independientemente de la cantidad de ácido y base empleada.Sin embargo, aunque la temperatura máxima no sería peligrosa en sí misma (~34 °C), en un vertido accidental la situación es distinta: el ácido derramado puede no estar en proporción estequiométrica con el $\ce{NaOH}$ añadido, puede haber exceso de uno de los reactivos, y la mezcla podría no producirse de forma homogénea, generando zonas locales de alta concentración y alta temperatura. Además, el control del volumen exacto vertido en una emergencia es muy difícil.En conclusión, la neutralización con $\ce{NaOH}$ es un método efectivo químicamente (genera $\ce{NaCl}$ y $\ce{H2O}$, productos inocuos) y la elevación de temperatura no es intrínsecamente peligrosa si las concentraciones son las de trabajo (~34 °C). Sin embargo, en la práctica de un derrame real habría que añadir el $\ce{NaOH}$ de forma gradual y controlada, evitar el exceso de base o ácido, y considerar soluciones más diluidas para reducir el calor generado por unidad de volumen, haciendo el procedimiento más seguro.

Determinación de las semirreacciones de oxidación y reducción:

Ajuste de la semirreacción de oxidación:

Ajuste de la semirreacción de reducción (en medio ácido):

Igualación del número de electrones transferidos:

Suma de las semirreacciones para obtener la ecuación iónica ajustada:

Conversión a la ecuación molecular ajustada (añadiendo los iones espectadores):

La reacción ajustada entre la plata y el ácido nítrico es:

Primero, calculamos los moles de plata (Ag) disponibles. La masa molar de Ag es $107,87 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$.

Según la estequiometría de la reacción, 3 moles de Ag producen 3 moles de $\ce{AgNO3}$, lo que significa que la relación molar es 1:1. Por lo tanto, los moles teóricos de $\ce{AgNO3}$ producidos son:

Ahora, convertimos los moles teóricos de $\ce{AgNO3}$ a gramos. La masa molar de $\ce{AgNO3}$ es:

Finalmente, aplicamos el rendimiento de la reacción, que es del 60%:

La reacción que se propone, donde la plata metálica reduce los iones $\ce{Cu^{2+}}$ a $\ce{Cu(s)}$, implica que la plata metálica se oxida a iones $\ce{Ag+}$ y los iones $\ce{Cu^{2+}}$ se reducen a $\ce{Cu(s)}$. Las semirreacciones serían:

Para obtener la reacción global, la semirreacción de oxidación debe multiplicarse por 2 para igualar el número de electrones. La reacción global sería:

Para determinar si esta reacción es espontánea, se calcula el potencial estándar de la celda ($E^\circ_{celda}$). Los potenciales estándar de reducción son:

El potencial estándar de la celda se calcula como la diferencia entre el potencial del cátodo (reducción) y el potencial del ánodo (oxidación):

En la reacción propuesta, la reducción ocurre para el par $\ce{Cu^{2+}/Cu}$ y la oxidación para el par $\ce{Ag+/Ag}$. Por lo tanto:

Sustituyendo los valores:

Dado que el potencial estándar de la celda ($E^\circ_{celda}$) es negativo ($E^\circ_{celda} < 0$), la reacción tal como está escrita no es espontánea en las condiciones estándar. Esto significa que la plata metálica no puede reducir los iones $\ce{Cu^{2+}}$ a $\ce{Cu(s)}$. La reacción espontánea sería la inversa, es decir, los iones $\ce{Ag+}$ oxidarían el $\ce{Cu(s)}$.