QUÍMICA, ENERGÍA Y SOCIEDAD
O b j e t i v o
Cuantificar los cambios energéticos en las reacciones químicas.Clasificar las reacciones químicas en endotérmicas y exotérmicas.
C o n o c i m i e n t o s
p r e v i o s
Conceptos de sistema y reconocer las condiciones para latransferencia de calor
A c t i v i d a d e s e n
a u l a
Actividad Experimental No. 3 Calibración de un calorímetro.
Presentación del asesor(a) de documento Termoquímica, a partir del cual los estudiantes identificarán los conceptos relacionados para realizar un mapa conceptual
A c t i v i d a d e s
f u e r a d e l a u l a
Realiza mapa conceptual de termoquímica.
Experiencia de cátedra para discutir el concepto de capacidad calorífica. Colocar un cubo de hielo del mismo tamaño dentro de cada vaso: uno de unicel y el otro de vidrio. ¿Cómo se comportan los cubitos de hielo en cada superficie?¿Se tiene la misma cantidad de agua en cada caso después de 10, 20 o 30 minutos? Redacta un informe con tus observaciones y complementa con la investigación de la definición de capacidad calorífica. Incluye la descripción de dos ejemplos de sistemas termodinámicos, tanto abiertos como cerrados, que tengan que ver con situaciones cotidianas. De ser posible exprésalo con dibujos. Documento de apoyo: Energía calorífica.
Material de apoyo:
Videos: Calor latente y trasferencia de calor.
Calorímetro. Actividad experimental del calorímetro.
Capítulo de calor. Grupo Grecia, Chile.
Páginas consultadas 25 de noviembre de 2009:
http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/calorimetro/calor imetro.htm Descripción de cálculos e incluye un simulador del funcionamiento del calorímetro.
http://sites.google.com/site/lulapuebla61/quimicaopativa compila diversas páginas relacionadas.
http://www.fisicanet.com.ar/fisica/termodinamica/ap10_calorimetria. php Descripción del funcionamiento del calorímetro.
http://joule.qfa.uam.es/beta-2.0/temario/tema6/tema6.php Termoquímica
Química, Energía y Sociedad
Actividad experimental No. 3 “¿Qué es un Calorímetro?”
Alumno ______________________________________________ Fecha________
Introducción
Medir el calor. La medición de los intercambios de calor no resultaba una tarea fácil a finales del siglo XVIII. Lavoisier y Laplace diseñaron un nuevo instrumento que consistía en varios recipientes metálicos cilíndricos contenidos uno dentro de otro, y separados por una pequeña capa llena de hielo. La parte superior de los cilindros podía ser cubierta mediante una tapa durante los experimentos. En su parte inferior, de forma cónica, existían dos grifos para recoger el agua formada, como resultado de la fusión del hielo.
El funcionamiento del calorímetro se basaba en la suposición de que el peso del hielo derretido era directamente proporcional a la cantidad de calor desprendido en el proceso, que ocurría dentro del cilindro interior. Según Lavoisier y Laplace, para conocer el calor producido por la combinación de dos sustancias, por ejemplo, el ácido sulfúrico y la sosa, bastaba con introducir ambas a cero grados en el recipiente interior y dejar transcurrir el proceso hasta que, de nuevo, la temperatura interior fuera de cero grados. De este modo, "la cantidad de agua recogida en esta experiencia sería la medida del calor que habría sido desprendido". [V. esquema en Calorímetro1] .
Si se pretendía conocer el calor específico de un cuerpo sólido, había que calentarlo a una temperatura dada, colocarlo en el cilindro interior y esperar a que su temperatura fuera igual a cero. De nuevo en este caso, la cantidad de agua recogida era proporcional al calor específico de la sustancia estudiada. Con este nuevo instrumento, bastaba con establecer una sustancia de referencia para calcular tablas de calores específicos de todos los cuerpos. También resultaba posible comparar el calor desprendido en dos procesos semejantes. Lavoisier comprobó de este modo que "el calor desprendido por el aire puro, cuando es absorbido por el fósforo, es aproximadamente dos veces y un tercio más grande que cuando se transforma en aire fijo", es decir, que cuando se combinaba el aire vital con el carbón. También pudo estudiar el calor animal producido durante la respiración para concluir que este proceso era "una combustión que, aunque muy lenta, era perfectamente semejante a la del carbón". En la memoria de Lavoisier y Laplace de 1783, señalaban que su nueva "máquina" podía ser empleada al margen de la interpretación que se mantuviera sobre la naturaleza del calor, tanto si se le consideraba un fluido particular como si era explicado desde un punto de vista mecanicista, a partir de un supuesto movimiento de las partículas de los cuerpos. En realidad, como se ha visto, la postura de Lavoisier en este largo debate databa de mucho antes y quedó plenamente reflejada en el nombre que eligió para referirse al nuevo instrumento en su Traité élémentaire de chimie de 1789: calorímetro.
Abandonando el tono imparcial de su memoria de 1783, Lavoisier describió en su manual todas las operaciones relacionadas con el calorímetro en términos de intercambios de calórico, un fluido
Química, Energía y Sociedad
imponderable que incluyó en los primeros lugares de su conocida tabla de sustancias simples, de la que nos ocuparemos más adelante. El calorímetro, al igual que otros instrumentos empleados durante la revolución química, se transformó en el siglo XIX en un instrumento empleado en la enseñanza de las ciencias. El grabado (2) muestra una versión del calorímetro de Lavoisier y Laplace en el popular libro de A. GUILLEMIN, El Mundo Físico, Barcelona, Montaner y Simón, 1882. Biblioteca Histórica de la Universidad de Valencia 1
De manera general se considera como una condición indispensable para medir adecuadamente los intercambios de calor utilizar un recipiente con paredes adiabáticas, es decir, que no permita el intercambio de calor con el exterior. Para ello se escoge, un material poroso que contenga una buena porción de gas en su interior, debido a que los gases son las sustancias que más lentamente conducen el calor. El poliestireno expandible conocido también como unicel, es un ejemplo de este tipo de materiales ya que reúne las características adecuadas para estas determinaciones.
¿Para qué voy a trabajar? OBJETIVOS:
Iniciarse en los cálculos cuantitativos de la energía en tránsito. Construir un calorímetro.
Determinar el calor de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte. ¿Qué necesito?
Consigue los materiales adecuados y procede a construir un calorímetro
Definiremos al calorímetro como un sistema formado por los siguientes elementos:
-Recipiente de paredes adiabáticas -Termómetro
-Agitador
-200 cm3 de agua
¿Qué voy a hacer?
Calibración del calorímetro
Añade 100cm3 de agua a tu recipiente de paredes adiabáticas para completar tu calorímetro. Coloca otros 100 cm3 de agua en un vaso de precipitados y procede a calentarlos hasta unos 70°C Una vez que dejes de calentar determina la temperatura del agua del calorímetro y del agua del vaso cada minuto durante 2 minutos.
Inmediatamente después de la tercera lectura, vierte el contenido completo del vaso dentro del calorímetro y agita continuamente, anota la temperatura cada 30 segundos hasta que se mantenga constante en tres determinaciones sucesivas.
Química, Energía y Sociedad
Repite nuevamente todas las operaciones de calibración para obtener un segundo conjunto de datos experimentales.
REGISTRO Y ANÁLISIS DE RESULTADOS
Registra con dibujos las observaciones de cada tu experimento. Completa la siguiente tabla
Tiempo (min) 0 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 …
Temperatura del calorímetro (°C) Temperatura del agua del vaso (°C) Temperatura
después de mezclar (°C)
Reporta tus resultados en una gráfica de temperatura contra tiempo.
A continuación llena paulatinamente la tabla que se presenta a continuación. El resultado final permite contar con la constante calorimétrica del dispositivo diseñado.
Llamemos a Resultado
T1 Temperatura del calorímetro justo antes de la mezcla. T1=________________°C
T2 Temperatura del agua del vaso justo antes de la mezcla. T2=________________°C
T3 Temperatura estable de la mezcla. T3=_______________°C
Tcal= T3 -T1 Incremento de la temperatura del calorímetro. Tcal=______________°C
Ta= T1 -T2 Decremento de la temperatura del agua del vaso. Ta=_______________°C
Q= maCa Ta Calor cedido por el agua del vaso al calorímetro donde m
a=100g y Ca=4.184J/g°C. Q=___________Joules
Q = K Tcal Calor absorbido por el calorímetro, K es la incógnita, déjala indicada. Q=______________x K
K= Tcal
Constante calorimétrica obtenida al igualar las dos expresiones anteriores y despejar K de la
expresión anterior. K=_________Joules/°C K Promedio determinaciones de la constante calorimétrica. obtenido para las dos K=_________Joules/°C
Contenidos
Términos básicos
Primer principio de la termodinámica
Calor, trabajo, energía interna
Entalpía
Calores de reacción
Ley de Hess
Segundo principio de la termodinámica
Entropía
Bibliografía
: Petrucci, R.H., Harwood, W. S. y Herring, F. G. (2003)
Química General
, 8ª
edición. (Prentice Hall, Madrid, 2003). Secciones 7.1, 7.2, 7.4, 7.5, 7.6, 7.7, 7.8
Es la parte de la química que estudia las transferencias de calor
asociadas a las reacciones químicas. Se trata de investigar el calor
que se absorbe o se desprende en una reacción química por medio de:
•
Medidas experimentales en ciertas reacciones como la combustión.
•Cálculos teóricos a partir de datos medidos directamente (por ejemplo
reacciones de combustión) o datos elaborados a partir de las medidas
experimentales (por ejemplo reacciones de formación).
reacción
endotérmica
reacciones
exotérmicas
medidas experimentales
cálculos termoquímicos
cálculos termoquímicos
Reacción de combustión
Otras reacciones
(realizables)
(realizables)
Reacciones de formación
(normalmente no realizables)
todo tipo de reacciones
Universo, sistema y entorno
Sistema:
aquella parte del Universo que es objeto de nuestro estudio.
Entorno o alrededores
: el resto del Universo.
Tipos de sistemas según su relación con el entorno
Abierto
: puede intercambiar materia y energía con su entorno
Cerrado
: no intercambia materia pero puede intercambiar energía con su
entorno
Aislado
: no intercambia ni materia ni energía con su entorno; es como un
Universo en sí mismo
Energía y trabajo
Energía:
Una propiedad de un sistema que expresa su capacidad de
realizar un trabajo. Ésta se considera una definición operacional.
Trabajo
: se realiza trabajo cuando se desplaza un cuerpo una distancia
d
realizando sobre él una fuerza
F.
Es la cantidad de energía que se
transfiere al ejercer la fuerza
F
y producir el desplazamiento
d;
se calcula
con
W=F·d
También puede ser: trabajo P-V realizado por una fuerza exterior F
sobre
un sistema:
ext
inicial
final
F
W
F d
S d
P V
V
P
V
S
ext
W
P
V
F
S
P
P
d
inicial
V
V
final
ext
0
W
ext
0
W
El sistema
recibe
trabajo
El sistema
realiza
trabajo
Energía calorífica
Comúnmente llamada
calor
(
Q
), es una energía en tránsito que se presenta
cuando dos cuerpos de temperaturas diferentes se ponen en contacto,
entonces:
En conclusión, el calor es la energía que se intercambia entre los dos
cuerpos, modificando la temperatura de cada uno de ellos hasta alcanzar el
equilibrio térmico, esto quiere decir la misma temperatura, a nivel
nanoscópico
2
, esta puede definirse como una medida de la agitación atómica
y molecular cuando un sistema recibe calor, sus moléculas se mueven más
rápido; cuando lo desprende, sus moléculas se mueven más despacio. Como
se observa en el esquema de cambios en los estados de agregación de la
materia.
.
La transferencia de calor se mide usando a
la calorimetría que se desarrolló
históricamente
como
una
técnica
destinada
a
fabricar
aparatos
y
procedimientos, que permitieran medir la cantidad de calor desprendida o
absorbida en una reacción mecánica, eléctrica, química o de otra índole. Esta
disciplina, encuadrada dentro de la termodinámica, se ha especializado sobre
todo, con el paso del tiempo, en la determinación del calor específico de los
cuerpos y los sistemas físicos.
A
B
Q
A
A
Q
Q
B
2
1
(
)
A A
A
A
m c T
T
Q
A: calor recibido por A
Q
B: calor cedido por B
Q
B
0
Q
0
Q
El sistema
recibe
calor
El sistema
cede
calor
2
1
(
)
B B
B
B
m c T
T
Capacidad calorífica
Como regla general, y salvo algunas excepciones puntuales, la
temperatura de un cuerpo aumenta cuando se le aporta energía en forma
de calor. El cociente entre la energía calorífica Q de un cuerpo y el
incremento de temperatura T obtenido recibe el nombre de capacidad
calorífica del cuerpo, que se expresa como:
El valor de la capacidad calorífica por unidad de masa se conoce como
calor específico. En términos matemáticos, esta relación se expresa
como:
En donde c es el calor específico del cuerpo, m su masa, C la capacidad
calorífica, Q el calor aportado y T el incremento de temperatura.
El calor específico es característico para cada sustancia como ejemplo,
el calor específico del agua es igual a:
Energía total de un sistema
Es la suma de todas las energías que interactúan con el sistema o a su
interior, puede ser:
1. Debido a su movimiento en el espacio y a la posición que ocupa en los
campos gravitatorios, eléctricos y magnéticos, entonces se expresa como:
mecánica (cinética + potencial) + eléctrica + magnética
2. Interna, la que estudia la termodinámica. A causa de su naturaleza interna:
masa, estado termodinámico (composición, presión y temperatura), y se
representa:
térmica (por la agitación molecular) + química (entre los enlaces químicos)
+ nuclear (entre las partículas nucleares)
se representa por
E
interna
, por
E
, o por
U
TOTAL
MECÁNICA
ELECTROMAGNÉTICA
INTERNA
E
E
E
E
POTENCIAL
INTERNA
CINÉTICA
E
E
E
INTERNA
Funciones de estado
Es una variable de un sistema cuyo valor depende exclusivamente del estado
termodinámico del sistema. Por ejemplo:
Temperatura, T
Presión, P
Energía interna, U
Entalpía, H
otras (volumen molar, densidad, entropía, S, energía libre de Gibbs, G, etc.)
Tanto el calor como el trabajo NO son funciones de estado, porque NO son
propiedades de un sistema.
Un sistema “tiene” T, P, V, masa, etc., pero “NO TIENE” calor ni trabajo.
El calor y el trabajo son formas en las que se transfiere la energía de unos
sistemas a otros.
Primer principio de la Termodinámica
El
incremento de energía interna
de un sistema es igual a la suma del calor
que recibe más el trabajo que realizan sobre él las fuerzas externas; se puede
escribir como:
Esta es una forma de expresar el principio de conservación: la energía del
Universo es constante. Puesto que el calor que recibe un sistema lo pierden
otros y el trabajo realizado sobre un sistema lo realizan otros; la energía que
ganan unos sistemas la pierden otros .
Es posible determinar incrementos de energía interna, pero no valores
absolutos de energía interna.
ext
final
inicial
U
U
U
Q W
0
U
0
U
El sistema
recibe
energía
(en forma de calor y/o trabajo)
El sistema
cede
energía
(en forma de calor y/o trabajo)
0
U
El sistema
mantiene
su
energía
(recibe calor y realiza trabajo o da
calor y recibe trabajo)
ext
(
2
1
)
W
P V
V
F
P
1
V
1
T
P
2
V
2
T
3
P
2
V
3
T
3
2
(
)
Q
mc T
T
ext
final
inicial
Si el calor transferido ocurre sin cambio de volumen constante, es igual al
incremento de energía interna (una variación de una función de estado).
Si el calor transferido en un proceso a presión constante, es igual al
incremento de
entalpía
(una variación de una función de estado).
V
cte
W
ext
P
V
0
Q
V
U
U
f
U
i
P
f
i
Q
H
H
H
P cte
U
f
U
i
Q
P
P V
f
V
i
Q
P
P V
f
f
PV
i i
P
f
i
Q
U
PV
U
PV
Definición : Entalpía
H
U
PV
(es función de estado)
Calor de reacción
Es la energía involucrada como consecuencia de una reacción química
que tiene lugar en un sistema a presión constante, entonces será la
entalpía de reacción:
Q
r
>0
el sistema recibe calor para que tenga lugar la reacción;
reacción endotérmica
Q
r
<0
el sistema da calor a su entorno como consecuencia la
reacción; reacción exotérmica
La ecuación que expresa el intercambio de calor es:
a A b B
c C
d D
Como los cambios de temperatura debidos a la reacción ocurren a presión
constante se trabajará con la Entalpía de reacción, cuyo incremento ocurre en
un sistema producido por una reacción química que tiene lugar en él, en las
cantidades indicadas por los coeficientes estequiométricos; siendo la presión
de los productos igual que la de los reactivos; entonces la entalpía es igual al
calor de reacción a presión constante.
Por ejemplo:
En la reacción de 1 mol C
3
H
8
(g) y 5 mol O
2
(g) para dar 3 mol CO
2
(g) y 4 mol
H
2
O(l) se desprenden 1890 kJ de calor,a una presión constante, por lo que se
tiene un cambio de entalpía
a A b B
c C
d D
H
3
8
( ) 5
2
( )
3
2
( ) 4
2
( )
C H g
O g
CO g
H O l
H
1890 kJ/mol
1890 kJ/mol
H
a A + b B +
c C + d D +
Estado Inicial
Estado Final
Reacciones
químicas
•
Exotérmicas (Q < 0)
•
Endotérmicas (Q > 0)
El calor de reacción se mide en un calorímetro
Calor de reacción
a
mol de
A
b
mol de
B
T
1
T
2
c
mol de
C
d
mol de
D
a A b B
c C
d D
Punto inicial
de la reacción
de la reacción
Punto final
En este caso ha cambiado la temperatura del sistema T
1≠ T
2Entalpías de formación estándar
Reacción de formación
: reacción de síntesis de un compuesto a
partir de sus elementos en sus formas termodinámicas más
estables; normalmente es una reacción puramente hipotética.
Entalpía de formación estándar
: incremento de entalpía en una
reacción de formación de un mol de un compuesto en la que
reactivos y producto están en sus estados estándar, rara vez
medible directamente; calculable a partir de otras entalpías de
reacción medibles (combustión, etc.)
1
1
2
2
2
N g
( )
2
O g
( )
NO g
( )
0
,298
90,3 kJ/mol
f
H
1
2
2
2
2
5
2 (
C grafito
) 3
H g
( )
O g
( )
C H OH l
( )
0
,298
277,69 kJ/mol
f
H
Entalpías de formación estándar
Entalpía estándar de reacción ( H
T
º): H de la reacción a T, cuando los
coeficientes estequiométricos de moles de los reactivos puros,
separados y en sus estados estándar a T, se transforman en los
coeficientes estequiométricos de moles de los productos puros,
separados en sus estados estándar a la temperatura T.
Para hacer el balance energético se considera que las reacciones tienen
lugar hasta el consumo total de los reactivos.
a A + b B + ….
c C + d D + ….
0
0
0
T
f ,T
i,T
H
H
H
0
0
T
i
i,T
H
H
0
0
0
0
C,T
D,T
A,T
B,T
Estados estándar
Son estados termodinámicos de los compuestos que se establecen
como referencia (por convenio) para facilitar los cálculos de
propiedades termodinámicas, como p. ej. las entalpías de reacción.
Las propiedades de los estados estándar se tabulan, esto permite
calcular muy fácilmente variaciones entre estados estándar
Por ejemplo. entalpías de reacción estándar.
Posteriormente, si es necesario, se pasa de variaciones entre
estados estándar a variaciones entre los estados de interés
alcanzados en el laboratorio, mediante cálculos más complejos. A
menudo las variaciones entre estados estándar dan toda la
información que se desea.
Los estados estándar o de referencia pueden ser estados realizables
(en sus estados estándar a T)
(en sus estados estándar a T)
Reactivos
Productos
o
T
H
entalpía de
reacción
estándar a T
o
T
H
,
( )
,
( )
o
o
f T
f T
c H
C
d H
D
a H
o
f T
,
( )
A
b H
o
f T
,
( )
B
Cálculos de entalpía de
reacción
Observación: Si no se indica temperatura es común considerar
298K.
2NO
(g)
+ H
2 (g)
N
2
O
(g)
+ H
2
O
(g)
298
o
H
340,3
kJ mol
-1
90,25
,298
o
f
H
( kJ mol
-1
)
0
1
82,05
1
241,8
1
2
Ejemplo:
Arbitrariamente:
La entalpía normal de formación de cualquier elemento en
su forma de referencia a la temperatura T, es cero
a A + b B + ….
c C + d D + ….
0
0
T
i
i,T
H
H
0
f ,T
H
0
C (grafito, 307K, P
0
)
Ej: Br
2
(líquido) a P=1bar y T < 331,5 K
Br
2
(gas) a P=1bar y T > 331,5 K
0 f ,T
H
0
0 f ,TH
0
Entalpía normal de formación a una temperatura T: El cambio de H,
entalpía en la reacción de formación de 1mol de sustancia en su estado
normal a T, a partir de los elementos que la constituyen en su forma de
referencia a T.
0
f ,307 K
