De forma parecida, en química podemos medir los cambios de temperatura o calor para comprender mejor las reacciones que tienen lugar a nuestro alrededor. Como los cambios de calor pueden decir mucho a los científicos sobre un elemento y sus características y, por tanto, ayudarnos a comprender el mundo que nos rodea.
En primer lugar, repasaremos qué es la calorimetría de presión constante.
A continuación, veremos la ecuación y su importancia.
Después, leeremos algunos ejemplos de calorimetría de presión constante.
Por último, compararemos la calorimetría de presión constante y la de volumen constante.
Definición de la calorimetría de presión constante
Empecemos por ver la definición de calorimetría.
Lacalorimetría es la técnica utilizada para medir la cantidad de calor transferida a o desde una sustancia en una reacción química.
Para ello utilizamos un calorímetro, que es un aparato calibrado y aislado.
La temperatura que medimos con el calorímetro es lo que se utiliza para averiguar la cantidad de calor transferida a o desde una sustancia en una reacción química.
Las cosas importantes que hay que saber para entender cómo funciona un calorímetro son
Qué son un sistema y su entorno.
Un sistema es una sustancia que está experimentando el cambio causado por una reacción química.
En cambio, los alrededores son todos los demás componentes que rodean al sistema, entre los que se incluye el propio calorímetro.
Cuando se produce una reacción exotérmica en un calorímetro, el calor creado (Q) se transfiere del sistema a sus alrededores haciendo que Q sea negativo.
Cuando se produce una reacción endotérmica en un calorímetro, el calor creado (Q) se transfiere del entorno al sistema, haciendo que Q sea positivo.
Unareacción exotérmica se produce cuando se libera energía al entorno, ya que los enlaces que se crean son más fuertes que los que se rompen en una reacción química.
En comparación, endotérmica significa que se absorbe energía del entorno debido a que los enlaces que se rompen son más fuertes que los que se crean en una reacción química. El sistema absorbe energía del entorno para romper los enlaces más fuertes.
Fórmula de la calorimetría a presión constante
En calorimetría, suponemos que la energía liberada y absorbida por el entorno es la misma que la energía liberada y absorbida por el sistema.
Por ejemplo, si quisiéramos determinar el cambio de calor (entalpía) o calor de fusión para la fusión del hielo dentro del calorímetro, podemos suponer que la energía absorbida por el hielo al fundirse es igual a la energía en valor pero de signo opuesto a la energía liberada por el agua dentro del calorímetro a presión constante (1 atm). Consulta la Figura 1, a continuación:
Qhielo = -Qalrededores
Otra forma más fácil de pensar en esto es si tienes una tableta de chocolate y se la das a tu hermano que llora. Has soltado o perdido tu chocolatina a tu hermano pequeño, que la ha ganado o absorbido. En este caso, tú eres el entorno y la tableta de chocolate es la energía del entorno que se transfiere al sistema, que es tu hermano pequeño.
Al darle a tu hermano tu tableta de chocolate, has realizado un intercambio igual de energía con signos opuestos (ya que tú has perdido la tableta de chocolate mientras que tu hermano la ha ganado simultáneamente).
Qlatableta de chocolate de tu hermano = -Qtutableta de chocolate
Figura 1: Calorimetría a presión constante, procesos exotérmicos frente a endotérmicos. Daniela Lin, Study Smarter Original
Esto significa que el cambio neto de calor es cero, ya que Qice + Qalrededores = 0 oQchocolatina + Qtúsin chocolatina = 0.
Esto también puede traducirse como Qreacción + Qsolución = 0.
Esto se debe a la ley de conservación de la energía.
La ley de conservación de la energía establece que la energía ni se crea ni se destruye.
Esto significa que, en este caso, el calor desprendido es igual al calor absorbido.
En general, las reacciones exotérmicas dan lugar a un Q negativo, ya que se transfiere calor del sistema (cristales de hidróxido de sodio en el primer experimento representado en la figura anterior) al entorno (agua), lo que provoca un aumento de la temperatura.
Por el contrario, las reacciones endotérmicas dan lugar a un Q positivo, ya que el calor se transfiere del entorno (agua) al sistema (cubitos de hielo en el segundo experimento representado en la figura anterior), lo que provoca un descenso de la temperatura.
Ahora que comprendemos los fundamentos de la calorimetría, podemos repasar la ecuación.
Figura 2: Ecuación de cambio de entalpía. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
La entalpía o ecuación del calor de cambio es la fórmula que podemos utilizar para hallar la cantidad de calor transferida en un calorímetro.
La capacidad calorífica específica de una sustancia es el número de julios necesarios para elevar 1 g de X sustancia 1 Celsius.
Importancia de la calorimetría de presión constante
La calorimetría de presión constante es importante porque la utilizamos para medir la cantidad de calor que se gana o se pierde durante una reacción química.
Conocer esto nos permite saber si una reacción es exotérmica, liberando calor, o endotérmica, absorbiendo calor.
En química, es importante que los científicos comprendan todo esto porque la transferencia de calor desempeña un papel crucial en la eficiencia de las máquinas, las ciencias de los materiales, etc.
Algunas aplicaciones de la calorimetría en el mundo real incluyen el control de la homeostasis en los seres humanos, el recuento del número de calorías que consumen y otros cambios térmicos necesarios para mantener nuestra supervivencia.
Ejemplos de calorimetría de presión constante
Ahora que entendemos lo importante que es la calorimetría de presión constante, comprendemos la necesidad de utilizar la fórmula para calcular los cambios térmicos asociados a ella.
Ahora podemos pasar a leer ejemplos relacionados con la calorimetría de presión constante:
Se introduce una muestra de 100 g de carbón en 200 g de agua a temperatura ambiente (25 Celsius). Después, se mide que la temperatura del agua es de 50 Celsius. Halla la temperatura inicial del carbón. Supón que no hay intercambio de calor entre los alrededores, sólo entre el carbón y el agua.
Dado
C = 1,262 J/(g °C) para el carbón
C = 4,184 J/(g °C) para el agua
Q = m x C x \( \Delta T \)
El aumento de temperatura del agua significa que absorbió calor. El calor procedía del carbón, que podemos suponer que inicialmente estaba a mayor temperatura.
Como sólo hay transferencia de calor entre el carbón y el agua, podemos decir que
Qcarbón = -Qagua
m x Cx\( \Delta T \)= m x C x \( \Delta T \)
\( \Delta T \) = Temperatura final \( T_f \) - Temperatura inicial \(T_i\)
100 g x 1,262 J/(g °C) x (50 °C-\(T_i\)) = -200 g x 4,184 J/(g °C) x (50 °C-25 °C )
126,2 J/(°C) x (50 °C- \(T_i\)) = -20.920 J
La temperatura inicial del carbón era \(T_i\)= 215,77 °C.
Cuando se disuelven 0,5 g de hidróxido potásico en 100 g de agua en un calorímetro de vaso de poliestireno, la temperatura cambia de 25 Celsius a 35 Celsius. ¿Cuál es la cantidad de calor creada por esta disolución? Supón que no hay intercambio de calor entre los alrededores, sólo entre el agua y el hidróxido de potasio, y que como la disolución es acuosa, el calor específico de la disolución es el calor específico del agua.
\(KOH (s) + H_2O (l) \longrightarrow K^+ (aq) + OH^- (aq) \)
Dado
C = 4,184 J/(g °C) para el agua
C = 321,85 J/(g °C) para el hidróxido potásico
Q = m x C x \( \Delta T \)
Como suponemos que sólo hay transferencia de calor entre el hidróxido potásico (reacción) y el agua (solución), podemos decir que
Qreacción = -Qsolución
m x Cx \( \Delta T \)= m x C x \( \Delta T \)
\( \Delta T \) = Temperatura final \( T_f \) - Temperatura inicial \(T_i\)
Sin embargo, como ya tenemos dadas las temperaturas inicial y final, y como suponemos que el calor sólo se transfiere del hidróxido potásico al agua y no se pierde en el entorno, podemos afirmar que en estas condiciones
Qreacción = -Qsolución = -100 g x 4,184 J/(g °C) x (35 °C-25 °C )
Así pues, El calor producido por la reacción es Qreacción = -4184 J
El signo negativo indica que esta reacción es exotérmica y que produce -4,184 Julios de calor.
Para obtener información más detallada sobre las disoluciones, consulta nuestros artículos "Dilución" y "Concentración".
Calorimetría de presión constante vs. Calorimetría de volumen constante
A lo largo de todo este artículo, hemos abordado la calorimetría de presión constante. Una taza de café o un vaso doble de poliestireno con un tapón encima es un ejemplo de calorimetría de presión constante.
Figura 3: Ejemplo de calorímetro de presión constante. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Un calorímetro de presión constante mantiene el sistema aislado de otros entornos como el aire, el polvo, etc. Los dos agujeros de la tapa del vaso nos permiten agitar la mezcla para asegurarnos de que se disuelve y medir el cambio de temperatura cuando la presión es constante.
Pero, ¿sabías que el calorímetro de presión constante no es el único tipo de calorímetro?
Bueno, por el título anterior probablemente hayas adivinado que el otro tipo de calorimetría del que hablaremos es el calorímetro de volumen constante.
Un calorímetro de volumen constante hace lo mismo, ya que también se utiliza para averiguar la cantidad de calor transferida a una sustancia o desde ella en una reacción química.
Excepto que mantiene constante el volumen y no la presión.
Un calorímetro de volumen constante también se denomina calorímetro de bomba y esto se debe a que es un recipiente que puede soportar un gran cambio de presión que puede producirse en las reacciones químicas.
Al igual que un calorímetro de presión constante, un calorímetro de bomba también es un sistema sellado. Pero en lugar de un montaje más sencillo, consta de un gran recipiente de acero cerrado, normalmente con forma de bomba, que contiene el sistema (reactantes), agua en la que se sumerge el gran recipiente de acero, un termómetro, un agitador y, por último, un hilo de ignición.
Algunos ejemplos de cuándo utilizamos un calorímetro de volumen constante son las reacciones de combustión.
Lasreacciones de combustión implican una reacción exotérmica entre, normalmente, un oxidante, como el oxígeno, y un gas que da lugar a humo, altas temperaturas y llamas.
Has llegado al final del artículo, y ahora deberías comprender la importancia de un calorímetro de presión constante, cómo calcular los cambios de entalpía en un calorímetro y las diferencias entre un calorímetro de presión constante y uno de volumen constante.
Para más práctica y ejemplos, haz clic en nuestras fichas asociadas a este artículo.
Calorimetría a presión constante - Puntos clave
La calorimetría es la técnica utilizada para medir la cantidad de calor transferida a una sustancia o desde ella en una reacción química. Para ello utilizamos un calorímetro, que es un aparato calibrado y aislado.
Algunas aplicaciones de la calorimetría en el mundo real incluyen el control de la homeostasis en los seres humanos, el recuento del número de calorías que consumen y otros cambios térmicos necesarios para mantener nuestra supervivencia.
Un calorímetro de volumen constante hace lo mismo, ya que también se utiliza para averiguar la cantidad de calor transferida a una sustancia o desde ella en una reacción química. Salvo que mantiene constante el volumen y no la presión.
Un calorímetro de volumen constante también se denomina calorímetro de bomba y esto se debe a que es un recipiente que puede soportar grandes cambios de presión que pueden producirse en las reacciones químicas.
Referencias
- 1. Libretextos. (2021, 30 de junio). 6.7: Calorimetría a presión constante - medición de ΔH para reacciones químicas. LibreTextos de Química.
- 2. 5.2 calorimetría - química 2E. OpenStax. (s.f.).
- 3. Libretextos. (2020, 14 de julio). Calorimetría de volumen constante. LibreTextos de Química.
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