PRÁCTICA 4. TERMOQUÍMICA Y CALORIMETRÍA

        PRÁCTICA 4. TERMOQUÍMICA Y CALORIMETRÍA        

1. TERMOQUÍMICA

La termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. Es un hecho experimental que en toda reacción química hay una variación de energía, manifestada generalmente por la emisión o absorción de calor. El estudio de estas variaciones de energía y de su importancia tiene como objetivo determinar la espontaneidad de una reacción química (Alonso, 2016).

Consideremos que el universo se divide en un sistema y entorno. La parte del universo objeto de nuestro estudio se denomina sistema, y el entorno es la parte del universo fuera del sistema Figura 4.1.

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Figura 4.1 Forma abstracta de representar el sistema y el entorno (Torri, 2016).

Las interacciones del sistema, es decir, las transferencias de energía (calor y trabajo) y materia entre el sistema y el entorno permiten clasificar el sistema en:

• Sistema abierto: intercambia libremente energía y materia con el entorno. Figura 4.2 Vaso abierto.
• Sistema cerrado: intercambia energía con el entorno pero no intercambia materia. Figura 4.2 Vaso tapado.
• Sistema aislado: no interacciona con el entorno. Figura 4.2 Termo.

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Figura 4.2. Los sistemas y su entorno (Castro, 2012).

Todo sistema se caracteriza macroscópicamente por unos valores concretos de sus propiedades observables experimentalmente, llamadas variables de estado, siendo estas: la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T), densidad (ρ), energía interna (U), entalpía (H), entropía (S) y energía libre de Gibbs (G). Las funciones de estado, son las propiedades de un sistema que dependen sólo de los estados inicial y final y no de las etapas realizadas Figura 4.3 (Castro, 2012).

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Figura 4.3. Representación gráfica de las funciones de estado (aragonesa, 2016).

El calor (q) y el trabajo (W) no son funciones de estado, esto significa que su valor depende del tipo de transformación (recorrido) que experimenta un sistema desde su estado inicial a su estado final Figura 4.3 (Torri, 2016).

1. La energía y la primera ley de la termodinámica

1. Calor (q)

Calor es la energía que se intercambia entre un sistema y su entorno como resultado de una diferencia de temperatura. La energía, en forma de calor, pasa desde el cuerpo más caliente (con una temperatura más alta) hasta el cuerpo más frío (temperatura más baja) Figura 4.4. A nivel molecular, las moléculas del cuerpo más caliente ceden energía a través de colisiones a las moléculas del cuerpo frío (Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2011). Por lo tanto, el calor no es una magnitud independiente que se puede ¨almacenar¨ en los cuerpos. La magnitud que aumenta o disminuye en un cuerpo es su energía térmica y estas variaciones se reflejarán en la variación de la temperatura (Group, 2015).

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Figura 4.4. Modelo que representa el flujo de calor (Group, 2015).

La transferencia de energía en forma de calor ocurre hasta que ambos sistemas alcanzan la misma temperatura de equilibrio térmico Figura 4.5.

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Figura 4.5. Representación del equilibrio térmico

1. Criterio de signos

Para que el enunciado del primer principio: la ley de la conservación de la energía sea coherente hace falta especificar la dirección en la que fluye la energía, ya sea en forma de calor o de trabajo. Para ello se adopta un criterio de signos que debe mantenerse siempre  Figura 4.6:[pic 7]

• Si el calor entra en el sistema se considera positivo.
• Si el calor sale del sistema se considera negativo.

Figura 4.6. Representación criterio de signos calor

Para representar la cantidad de energía transferida en forma de calor, se utiliza el símbolo (q). Es razonable esperar que la cantidad de calor que hace falta para modificar la temperatura de una sustancia dependa de:

• Cuánto deba cambiar la temperatura = variación de la temperatura (∆T)
• La cantidad de sustancia = masa (m)
• La naturaleza de la sustancia = calor específico (cp)

Si queremos calcular la cantidad de energía intercambiada podemos utilizar la Ecuación 4.1.

Ecuación 4.1                [pic 8]

El calor específico es la cantidad de calor que se necesita por unidad de masa para elevar la temperatura  un grado centígrado Figura 4.7.

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Figura 4.7. Adaptación: ejemplos de calor específico de algunas sustancias (Science, 2012)

Otro concepto que interviene en los cálculos de cantidades de calor es la ley de la conservación de la energía: en las interacciones entre un sistema y su entorno, la energía total permanece constante, la energía ni se crea ni se destruye. Aplicado al intercambio de calor esto significa Ecuación 4.2.

Ecuación 4.2                [pic 10]

1. Calores de reacción y calorimetría

Un calor de reacción es la cantidad de calor intercambiado entre un sistema y su entorno cuando tiene lugar una reacción química a temperatura constante. En la práctica, el sistema no recupera físicamente su temperatura inicial, sino que se calcula la cantidad de calor que se intercambiaría; esto se hace por medio de un termómetro situado dentro del sistema que registra la variación de temperatura ocasionada por la reacción. Así se calcula el calor de reacción a temperatura constante.

En este momento conviene introducir dos términos muy utilizados para referirse a los calores de reacción. Una reacción exotérmica es la que produce un aumento de la temperatura en un sistema aislado o hace que un sistema no aislado ceda calor a los alrededores (q < 0). Una reacción endotérmica es la que produce una disminución de la temperatura del sistema aislado o hace que un sistema no aislado gane calor a costa de los alrededores (q > 0) Figura 4.8. Los calores de reacción se determinan experimentalmente en un calorímetro (Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2011).

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Figura 4.8. Representación general de una reacción endotérmica y una reacción exotérmica. (Diseño propio)

1. Calorimetría

Las transferencias de calor se miden en un calorímetro a través de variaciones de temperatura. Previo a toda experiencia es necesario calibrarlo, esto es, determinar su capacidad calórica. Para ello se verán dos tipos de calorímetros y se considerarán como sistemas aislados.

1. Bomba calorimétrica

Este dispositivo permite medir los calores de reacción a volumen constante. El sistema está formado por todo lo que se encuentra dentro de la doble pared exterior del calorímetro, incluyendo el recipiente de acero, y sus contenidos: la sustancia líquida en la que está sumergido este recipiente, el termómetro, el agitador, etc. El sistema está aislado de sus alrededores Figura 4.9.

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Figura 4.9. Bomba calorimétrica (Aparicio, 2002)

Cuando tiene lugar la reacción de combustión, la energía química se transforma en energía térmica y la temperatura del sistema aumenta. El calor de la reacción es la cantidad de calor que el sistema debería ceder a sus alrededores para recuperar su temperatura inicial. A su vez, esta cantidad de calor es exactamente el valor opuesto de la energía térmica ganada por la bomba calorimétrica, cumpliendo con la primera ley de la termodinámica de la Ecuación 4.2; y teniendo en cuenta las siguientes consideraciones Ecuación 4.3 y Ecuación 4.4 para definir el calor del sistema (qsistema) y el calor del entorno (qentorno):

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