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Termoquímica

Química · Termoquímica

Calorimetría

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Pregunta esencial

¿Cómo medimos el calor de una reacción?

En la lección anterior usamos q = mcΔT para encontrar cuánto calor hace falta para cambiar la temperatura de una sustancia. La calorimetría es la ciencia de medir el calor, y usa esa misma ecuación para medir el calor de una reacción química. Al terminar esta lección, deberías poder distinguir el sistema del entorno, explicar cómo funciona un calorímetro de vaso de café, decidir si una reacción es exotérmica o endotérmica a partir de un cambio de temperatura, y calcular qrxn y ΔH en kJ/mol.

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El video está en inglés.

Sistema y entorno

  • Sistema: la reacción (las sustancias químicas)
  • Entorno: todo lo demás, como el agua
Un vaso de precipitados con agua con un círculo punteado alrededor de cuatro partículas que reaccionan, con la etiqueta Sistema (la reacción). Flechas rojas apuntan hacia afuera del círculo, hacia el agua, que tiene la etiqueta Entorno (el agua).

El sistema es la parte que estamos estudiando, y en calorimetría el sistema es la reacción misma: las sustancias químicas que están reaccionando. El entorno es todo lo demás, y en esta unidad normalmente es el agua en la que ocurre la reacción. El calor se mueve a través de la frontera entre los dos, como las flechas rojas que muestran a la reacción cediéndole calor al agua. No podemos meter un termómetro dentro de una molécula, pero sí lo podemos meter en el agua. Ese es el gran truco de la calorimetría.

Calor perdido = calor ganado

  • La energía se conserva: nunca se crea ni se destruye
Un cuadro rojo con la etiqueta Reacción (sistema), pierde 500 J, q rxn = −500 J, con una flecha de calor que apunta a un cuadro azul con la etiqueta Agua (entorno), gana 500 J, q soln = +500 J. Abajo, un cuadro amarillo muestra q rxn = −q soln.

La energía nunca se crea ni se destruye. Solo puede pasar de un lugar a otro. Así que si una reacción pierde 500 J de calor, el agua gana exactamente 500 J: el calor perdido es igual al calor ganado. El calor que sale de algo es negativo y el calor que entra es positivo, así que los dos valores de q tienen el mismo tamaño pero signos opuestos. Escribimos esto como qrxn = −qsoln (o qsistema = −qentorno), y lo vas a usar en todos los problemas de calorimetría.

El calorímetro de vaso de café

  • Dos vasos de unicel: aislante que atrapa el calor
  • Tapa y agitador: mantienen el calor adentro y mezclan la solución
  • Termómetro: lee las temperaturas inicial y final
Un calorímetro de vaso de café: dos vasos de unicel uno dentro del otro con una solución, cubiertos por una tapa. Un termómetro y un agitador pasan por la tapa hasta la solución. Etiquetas: Termómetro, Agitador, Tapa, Solución (aquí ocurre la reacción) y Dos vasos de unicel (aislante).

Un calorímetro es cualquier cosa que mide calor, y un calorímetro de vaso de café es uno sencillo hecho con materiales de todos los días. Está hecho de dos vasos de unicel, uno dentro del otro. El unicel es un excelente aislante, así que entra o sale muy poco calor, y todo el calor de la reacción pasa a la solución, donde el agua lo absorbe. La tapa evita que el calor se escape por arriba, y el agitador mezcla todo para que la temperatura sea la misma en todas partes. El termómetro nos da las temperaturas inicial y final, y ese cambio, ΔT, es la clave de todo.

Lo que te dice ΔT

  • La temperatura sube: exotérmica, qrxn es negativo (−)
  • La temperatura baja: endotérmica, qrxn es positivo (+)
Dos paneles. A la izquierda, rojo: un termómetro con una columna roja que sube y una flecha hacia arriba, con las etiquetas La temperatura sube, Exotérmica, q rxn es negativo. A la derecha, azul: un termómetro con una columna azul baja y una flecha hacia abajo, con las etiquetas La temperatura baja, Endotérmica, q rxn es positivo.

Recuerda que el termómetro está en el agua, el entorno, no en la reacción. Si la temperatura sube, el agua ganó calor, y ese calor vino de la reacción. La reacción liberó calor, así que es exotérmica y qrxn es negativo. Si la temperatura baja, la reacción le quitó calor al agua, así que es endotérmica y qrxn es positivo. Al principio se siente al revés, así que ten cuidado: el agua y la reacción siempre tienen signos opuestos.

Trata la solución como agua

  • c = 4.18 J/g·°C, igual que el agua
  • Densidad = 1.00 g/mL, así que 1 mL → 1 g
  • Usa la masa total de la solución
Dos vasos de precipitados, cada uno con la etiqueta 50.0 mL, se combinan (signo de más y flecha) en un vaso más grande con la etiqueta 100. mL → 100. g.

La mayoría de las reacciones en un calorímetro ocurren en una solución acuosa, así que hacemos algunas suposiciones para simplificar las cuentas. Una solución diluida es casi toda agua, así que usamos el calor específico del agua, 4.18 J/g·°C. También decimos que la solución tiene la densidad del agua, 1.00 g/mL, así que el número de mililitros es igual al número de gramos. Por último, usa la masa total de todo lo que hay en el vaso: mezclar 50.0 mL con 50.0 mL da 100. g de solución, y si disuelves un sólido en agua, suma la masa del sólido a la masa del agua.

Pasos de calorimetría

  • 1. qsoln = mcΔT, donde ΔT = Tfinal − Tinicial
  • 2. qrxn = −qsoln (cambia el signo)
  • 3. ΔH = qrxn ÷ mol (solo si te lo piden; usa kJ/mol)
Tres cuadros apilados conectados por flechas hacia abajo: 1. q soln = mcΔT, con la nota ΔT = T final − T inicial; 2. q rxn = −q soln, con la nota Cambia el signo; 3. ΔH = q rxn ÷ mol, con la nota Solo si te lo piden; usa kJ/mol.

Todos los problemas de calorimetría siguen los mismos tres pasos. Primero, encuentra el calor de la solución con q = mcΔT, usando la masa de toda la solución y ΔT = temperatura final − temperatura inicial. Segundo, cambia el signo, porque el calor perdido es igual al calor ganado: qrxn = −qsoln. Tercero, solo cuando un problema pida ΔH, el cambio de entalpía por mol, divide qrxn entre los moles que reaccionaron. Convierte primero los joules a kilojoules para que la respuesta salga en kJ/mol.

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Ejemplos resueltos

Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.

Ejemplo 1: ¿Sistema o entorno?

Una bolsa calentadora para las manos se pone caliente cuando la abres. (a) ¿Cuál es el sistema? ¿Cuál es el entorno? (b) ¿El signo de q del sistema es positivo o negativo? (c) ¿El proceso es exotérmico o endotérmico?

Mostrar la solución
  1. Encuentra el sistema: el sistema es la reacción. Dentro de una bolsa calentadora, el hierro en polvo reacciona con el oxígeno del aire, así que las sustancias que reaccionan en la bolsa son el sistema.
  2. Encuentra el entorno: todo lo demás, que aquí son tus manos y el aire alrededor de la bolsa.
  3. Decide hacia dónde fluye el calor: tus manos (el entorno) se calientan, así que ganan calor. Ese calor tiene que venir del sistema, así que el calor fluye de la bolsa a tus manos.
  4. Da el signo de q: si el calor sale del sistema, qsistema es negativo (−).
  5. ¿Exotérmico o endotérmico? El sistema libera calor al entorno. Exo significa hacia afuera.
  6. Respuesta: (a) Sistema: las sustancias que reaccionan en la bolsa; entorno: tus manos y el aire. (b) qsistema es negativo. (c) Exotérmico.

Ejemplo 2: Cómo mezclar agua

Se mezclan 100. g de agua a 80.0 °C con 200. g de agua a 20.0 °C en un calorímetro. Encuentra la temperatura final. Usa c = 4.18 J/g·°C.

Mostrar la solución
  1. Datos: agua caliente: m = 100. g, Ti = 80.0 °C; agua fría: m = 200. g, Ti = 20.0 °C; las dos terminan en la misma Tf = ?
  2. Calor perdido = calor ganado: −qcaliente = qfría (la q del agua caliente es negativa, así que el signo menos hace positivos los dos lados)
  3. Sustituye en q = mcΔT: −(100. g)(4.18 J/g·°C)(Tf − 80.0 °C) = (200. g)(4.18 J/g·°C)(Tf − 20.0 °C)
  4. Cancela c: −100.(Tf − 80.0) = 200.(Tf − 20.0)
  5. Distribuye: −100. Tf + 8000 = 200. Tf − 4000
  6. Resuelve: 8000 + 4000 = 200. Tf + 100. Tf, así que 12000 = 300. Tf y Tf = 12000 ÷ 300. = 40.0 °C
  7. Revisa: 40.0 °C está entre 20 y 80, más cerca de 20 porque había el doble de agua fría. El agua caliente bajó 40 grados y el agua fría subió 20 grados: el doble de masa, la mitad del cambio.
  8. Respuesta: Tf = 40.0 °C (tres cifras significativas)

Ejemplo 3: Cómo disolver una sal

Se disuelven 10.0 g de NH4Cl en 50.0 g de agua a 23.0 °C en un calorímetro de vaso de café. La temperatura final es 12.0 °C. Encuentra qrxn. ¿Disolverla es endotérmico o exotérmico? Usa c = 4.18 J/g·°C.

Mostrar la solución
  1. Datos: m = 10.0 g + 50.0 g = 60.0 g (masa total de la solución), c = 4.18 J/g·°C, Ti = 23.0 °C, Tf = 12.0 °C
  2. Encuentra ΔT: ΔT = Tf − Ti = 12.0 °C − 23.0 °C = −11.0 °C (conserva el signo negativo)
  3. Encuentra qsoln: qsoln = (60.0 g)(4.18 J/g·°C)(−11.0 °C) = −2758.8 J, que se redondea a −2760 J (los gramos y los °C se cancelan)
  4. Cambia el signo: qrxn = −qsoln = −(−2760 J) = +2760 J = +2.76 kJ
  5. Respuesta: qrxn = +2.76 kJ, endotérmico (tres cifras significativas; qrxn > 0, así que disolver NH4Cl le quita calor al agua, y por eso una compresa fría se siente fría)

Ejemplo 4: Neutralización

Se mezclan en un calorímetro 50.0 mL de HCl 1.0 M y 50.0 mL de NaOH 1.0 M, los dos a 21.0 °C. La temperatura sube a 27.7 °C. Encuentra ΔH en kJ por mol de agua formada (se forman 0.050 mol de H2O). Usa d = 1.00 g/mL y c = 4.18 J/g·°C.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

Mostrar la solución
  1. Datos: V = 50.0 mL + 50.0 mL = 100. mL, así que m = 100. g; Ti = 21.0 °C, Tf = 27.7 °C; n = 0.050 mol de H2O
  2. Encuentra ΔT: ΔT = 27.7 °C − 21.0 °C = 6.7 °C (dos cifras significativas, porque restamos hasta las décimas)
  3. Encuentra qsoln: qsoln = (100. g)(4.18 J/g·°C)(6.7 °C) = 2800.6 J (conserva dígitos de más hasta el final)
  4. Cambia el signo y convierte a kJ: qrxn = −2800.6 J ÷ 1000 = −2.8006 kJ
  5. Fórmula y sustitución: ΔH = qrxn ÷ mol = −2.8006 kJ ÷ 0.050 mol = −56.012 kJ/mol
  6. Respuesta: ΔH = −56 kJ/mol (dos cifras significativas, por ΔT y la molaridad; el signo negativo significa que la neutralización es exotérmica, lo que coincide con que la temperatura subió)

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Práctica

La hoja de práctica llegará pronto.

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Diapositivas de la lección

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Ideas clave

  • Calor perdido = calor ganado: qrxn = −qsoln
  • Encuentra qsoln con q = mcΔT y luego cambia el signo
  • T sube: exotérmica. T baja: endotérmica.
  • ΔH = qrxn ÷ mol, en kJ/mol

De vuelta a la pregunta esencial: hacemos la reacción en agua dentro de un calorímetro, usamos q = mcΔT para encontrar el calor que gana o pierde el agua y cambiamos el signo para obtener el calor de la reacción, porque qrxn = −qsoln. A continuación: Entropía, entalpía y energía de Gibbs.

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Alineación con NGSS

Esta lección avanza hacia las siguientes expectativas de desempeño de los Estándares de Ciencias de Nueva Generación (NGSS, por sus siglas en inglés):

  • HS-PS3-4: Planear y realizar una investigación para dar evidencia de que la transferencia de energía térmica cuando se combinan dentro de un sistema cerrado dos componentes de distinta temperatura produce una distribución de energía más uniforme entre los componentes del sistema (segunda ley de la termodinámica).
  • HS-PS3-1: Crear un modelo computacional para calcular el cambio en la energía de un componente de un sistema cuando se conocen el cambio en la energía de los otros componentes y los flujos de energía que entran y salen del sistema.

Ideas disciplinarias básicas: PS3.B Conservación de la energía y transferencia de energía; PS3.D Energía en los procesos químicos

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