Una de las técnicas que podemos utilizar para medir la cantidad de calor que interviene en un proceso químico o físico se conoce como calorimetría. La calorimetría se utiliza para medir las cantidades de calor transferidas hacia o desde una sustancia. Para ello, se intercambia el calor con un objeto calibrado (calorímetro). El cambio de temperatura medido por el calorímetro se utiliza para obtener la cantidad de calor transferida por el proceso estudiado.
El calorímetro de presión constante también se conoce como «calorímetro tipo taza de café». Es un instrumento muy sencillo: básicamente, puede fabricarse con dos vasos de poliestireno, un agitador y un termómetro. Se colocan los dos vasos de poliestireno uno dentro del otro (para proporcionar aislamiento). Después, dentro del vaso interior, se realiza una reacción química en un medio líquido (normalmente agua) y se registra la variación de temperatura. Se denomina «calorímetro de presión constante» porque el sistema está abierto a la atmósfera y, por tanto, registra el cambio de temperatura a una presión constante.
Qué es un calorímetro de poliestireno
Un calorímetro es un dispositivo que se utiliza para medir la cantidad de calor que interviene en un proceso químico o físico. Un ejemplo de calorímetro sencillo es un vaso de poliestireno lleno de agua que tiene una tapa parcialmente cerrada. Se coloca un termómetro a través de la pequeña abertura para medir el cambio de temperatura.
La medición de la transferencia de calor utilizando este enfoque requiere la definición de un sistema (la sustancia o sustancias que sufren el cambio físico o químico) y su entorno (todas las demás materias, incluidos los componentes del aparato de medición, que sirven para proporcionar calor al sistema o absorberlo).
Los científicos utilizan calorímetros bien aislados que prácticamente impiden la transferencia de calor entre el calorímetro y su entorno, lo que limita de hecho el "entorno" a los componentes que no forman parte del sistema con el calorímetro (y el propio calorímetro). Esto permite determinar con precisión el calor implicado en los procesos químicos, el contenido energético de los alimentos, etc.
Los estudiantes de química general suelen utilizar calorímetros sencillos construidos con vasos de poliestireno. También existen calorímetros de solución comerciales. Los calorímetros relativamente baratos suelen consistir en dos vasos de paredes finas que se anidan de forma que se minimiza el contacto térmico durante su uso, junto con una tapa aislada, un agitador de mano y un termómetro sencillo.
Materiales necesarios
- Dos vasos de poliestireno de paredes finas.
- Una tapa aislante, preferiblemente de poliestireno o de otro material que limite el intercambio térmico.
- Un termómetro sencillo.
- Un agitador de mano.
- Agua u otra solución líquida que actúe como medio de transferencia de calor.
- Las sustancias que participarán en el proceso químico o físico.
Instrucciones para construir el calorímetro
1. Colocar los vasos
Se colocan los dos vasos de poliestireno uno dentro del otro (para proporcionar aislamiento).
El vaso exterior funciona como una capa adicional de aislamiento y reduce el intercambio de calor entre el contenido del vaso interior y el aire circundante.
2. Preparar la tapa
La tapa debe cubrir la mayor parte de la abertura del vaso interior y dejar únicamente las aberturas necesarias para introducir el termómetro y el agitador.
El valor de una tapa en el vaso de café es que también reduce el intercambio de calor entre el agua y el aire circundante. Cuanto más se reduzcan estos otros intercambios de calor, más cierta será la ecuación matemática utilizada en el experimento.
3. Introducir el termómetro y el agitador
Se coloca un termómetro a través de la pequeña abertura para medir el cambio de temperatura. El agitador debe permitir mezclar suavemente el líquido sin retirar la tapa ni alterar significativamente la temperatura.
4. Añadir el líquido
Dentro del vaso interior, se realiza una reacción química en un medio líquido (normalmente agua) y se registra la variación de temperatura.
La densidad del agua es aproximadamente 1,0 g/mL, por lo que su volumen puede utilizarse para estimar la masa cuando se necesita calcular el calor transferido.
Cómo utilizar el calorímetro de poliestireno
Medición inicial
Antes de comenzar, se mide la temperatura inicial del líquido y se registra la masa o el volumen empleado. También deben registrarse las cantidades y concentraciones de las sustancias que participarán en el proceso.
El calorímetro debe mantenerse cerrado tanto como sea posible para reducir la transferencia de calor con el entorno. La agitación debe ser suave y constante, de modo que la temperatura medida represente la temperatura media de la solución.
Realización del proceso
Después, dentro del vaso interior, se realiza una reacción química en un medio líquido (normalmente agua) y se registra la variación de temperatura.
Cuando se produce una reacción exotérmica en una solución en un calorímetro, el calor producido por la reacción es absorbido por la solución, lo que aumenta su temperatura. Cuando se produce una reacción endotérmica, el calor necesario se absorbe de la energía térmica de la solución, lo que disminuye su temperatura.
Medición final
Se registra la temperatura máxima alcanzada en un proceso exotérmico o la temperatura mínima alcanzada en un proceso endotérmico. La variación de temperatura se calcula mediante:
ΔT = Tfinal − Tinicial
Si la temperatura aumenta, la variación de temperatura es positiva. Si la temperatura disminuye, la variación de temperatura es negativa.
Principio de funcionamiento
Supongamos que tenemos inicialmente una sustancia de alta temperatura, como un trozo de metal caliente (M), y una sustancia de baja temperatura, como el agua fría (W). Si colocamos el metal en el agua, el calor fluirá de M a W. La temperatura de M disminuirá y la de W aumentará hasta que las dos sustancias tengan la misma temperatura, es decir, cuando alcancen el equilibrio térmico.
Si esto ocurre en un calorímetro, lo ideal es que toda esta transferencia de calor se produzca entre las dos sustancias sin que se gane o se pierda calor por su entorno externo. La magnitud del calor (cambio) es, por tanto, la misma para ambas sustancias y el signo negativo se limita a mostrar que qsustancia M y qsustancia W son opuestas en cuanto a la dirección del flujo de calor (ganancia o pérdida), pero no indica el signo aritmético de ninguno de los dos valores de q (que viene determinado por si la materia en cuestión gana o pierde calor, por definición).
La calorimetría se basa en la suposición de que todo el calor perdido por el sistema es ganado por el entorno. Se supone que el entorno es el agua que experimenta el cambio de temperatura.
Ecuación para calcular el calor
La cantidad de energía ganada o perdida por el agua se calcula mediante la ecuación:
Q = m · C · ΔT
- Q es la cantidad de calor transferido.
- m es la masa de la sustancia.
- C es el calor específico.
- ΔT es el cambio de temperatura.
Para el agua se utiliza normalmente un calor específico aproximado de 4,18 J/g/°C o 4,184 J/g °C.
La suposición detrás de la ciencia de la calorimetría es que la energía ganada o perdida por el agua es igual a la energía perdida o ganada por el objeto estudiado. Esta afirmación puede expresarse mediante la ecuación:
Qobjeto = −Qentorno = −Qcalorímetro
El signo negativo indica que el calor perdido por una parte del sistema es ganado por otra. Cuando una sustancia se calienta, su valor de Q es positivo; cuando se enfría, su valor de Q es negativo.
Procedimiento para una reacción exotérmica
- Colocar el vaso de poliestireno interior dentro del vaso exterior.
- Añadir el volumen conocido de la solución inicial.
- Medir y registrar la temperatura inicial.
- Colocar la tapa, el termómetro y el agitador.
- Añadir la segunda sustancia rápidamente, procurando que la pérdida de calor sea mínima.
- Cerrar el calorímetro y agitar suavemente.
- Registrar la temperatura máxima alcanzada.
- Calcular la variación de temperatura.
- Calcular el calor absorbido por la solución mediante Q = m · C · ΔT.
- Obtener el calor de la reacción cambiando el signo del calor absorbido por la solución.
Cuando se añaden 50,0 mL de 1,00 M HCl(aq) y 50,0 mL de 1,00 M NaOH(aq), ambos a 22,0 °C, a un calorímetro de taza de café, la temperatura de la mezcla alcanza un máximo de 28,9 °C.
En el momento de la mezcla, se tienen 100,0 mL de una mezcla de HCl y NaOH a 22,0 °C. El calor desprendido por la reacción es igual al absorbido por la solución.
Como la solución es acuosa, podemos proceder como si fuera agua en cuanto a sus valores de calor específico y masa. La densidad del agua es de aproximadamente 1,0 g/mL, por lo que 100,0 mL tienen una masa de aproximadamente 1,0 × 102 g. El calor específico del agua es de aproximadamente 4,184 J/g °C, por lo que lo utilizamos para el calor específico de la solución.
qreacción = −qsolución = −2,9 × 103 J
El signo negativo indica que la reacción es exotérmica.
Procedimiento para una disolución endotérmica
- Medir una masa conocida de agua y colocarla en el calorímetro.
- Registrar la temperatura inicial del agua.
- Añadir la masa conocida del sólido.
- Colocar inmediatamente la tapa.
- Agitar hasta que el sólido se disuelva o hasta que la temperatura se estabilice.
- Registrar la temperatura final.
- Calcular el calor absorbido o cedido por la solución.
- Interpretar el signo de Q según aumente o disminuya la temperatura.
Cuando el nitrato de amonio sólido se disuelve en agua, la solución se enfría. Esta es la base de una "bolsa de hielo instantáneo". Una bolsa de frío instantáneo consiste en una bolsa que contiene nitrato de amonio sólido y una segunda bolsa de agua. Cuando se rompe la bolsa de agua, la bolsa se enfría porque la disolución del nitrato de amonio es un proceso endotérmico que elimina la energía térmica del agua.
Cuando una muestra de 3,00 g de KCl se añadió a 3,00 × 102 g de agua en un calorímetro de taza de café, la temperatura disminuyó en 1,05 °C. ¿Cuánto calor está involucrado en la disolución del KCl?
Para una disolución endotérmica, la disminución de temperatura produce un valor negativo de Q para el agua o la solución. El proceso que absorbe ese calor presenta un valor positivo de Q.
Ejemplo de transferencia de calor entre un metal y el agua
Un trozo de barra de refuerzo de 360,0 g (una varilla de acero utilizada para reforzar el hormigón) se deja caer en 425 mL de agua a 24,0 °C. La temperatura final del agua se midió como 42,7 °C. Calcule la temperatura inicial del trozo de barra de refuerzo.
Supongamos que el calor específico del acero es aproximadamente el mismo que el del hierro y que toda la transferencia de calor se produce entre la barra de refuerzo y el agua (no hay intercambio de calor con el entorno).
La temperatura del agua aumenta de 24,0 °C a 42,7 °C, por lo que el agua absorbe calor. Ese calor procedía del trozo de barra de refuerzo, que inicialmente estaba a una temperatura más alta. La densidad del agua es de 1,0 g/mL, por lo que 425 mL de agua = 425 g.
El mismo principio se aplica cuando se coloca un metal caliente en agua fría: el metal cede calor, el agua absorbe calor y ambos alcanzan una temperatura común de equilibrio.
Ejemplos de prácticas con el calorímetro
Un trozo de cobre de 248 g se deja caer en 390 mL de agua a 22,6 °C. La temperatura final del agua se midió como 39,9 °C. Calcule la temperatura inicial del trozo de cobre.
Un trozo de cobre de 248 g inicialmente a 314 °C se deja caer en 390 mL de agua inicialmente a 22,6 °C.
Un trozo de metal de 59,7 g que había sido sumergido en agua hirviendo se transfirió rápidamente a 60,0 mL de agua inicialmente a 22,0 °C. La temperatura final es de 28,5 °C. Utilice estos datos para determinar el calor específico del metal.
Un trozo de 92,9 g de un metal plateado/gris se calienta a 178,0 °C y luego se transfiere rápidamente a 75,0 mL de agua inicialmente a 24,0 °C. Después de 5 minutos, tanto el metal como el agua han alcanzado la misma temperatura: 29,7 °C. Determine el calor específico y la identidad del metal.
Debería comprobar que el calor específico se aproxima al de dos metales diferentes. Este calor específico se acerca al del oro o al del plomo. Sería difícil determinar de qué metal se trata basándose únicamente en los valores numéricos.
Calibración del calorímetro
Un calorímetro es un dispositivo que puede medir el calor liberado o absorbido en una reacción química. Un ejemplo de calorímetro sencillo es un vaso de poliestireno lleno de agua que tiene una tapa parcialmente cerrada. Se coloca un termómetro a través de la pequeña abertura para medir el cambio de temperatura.
También existen tipos de calorímetros más avanzados. La calibración permite relacionar el cambio de temperatura observado con el cambio real de temperatura que resulta de la transferencia de calor.
Escriba la ecuación Q = I × V × T. I representa la corriente, T representa el tiempo y V representa el voltaje.
Utilice el aumento de temperatura observado para calcular la capacidad calorífica del calorímetro. Esto también se conoce como constante del calorímetro.
La ecuación es la siguiente:
C = Q / ΔT
Utilice la ecuación Q = C × ΔT cuando una sustancia se queme en el calorímetro. Para el valor de C, puede introducir la respuesta del paso 3. Esta cantidad representa la transferencia de calor de la reacción y ayuda a calibrar el calorímetro.
Los calorímetros de bomba requieren una calibración para determinar la capacidad calorífica del calorímetro y garantizar la exactitud de los resultados. La calibración se realiza utilizando una reacción con un q conocido, como una cantidad medida de ácido benzoico encendida por una chispa de un hilo fusible de níquel que se pesa antes y después de la reacción. El cambio de temperatura producido por la reacción conocida se utiliza para determinar la capacidad calorífica del calorímetro.
Fuentes de error y cómo reducirlas
El papel del poliestireno en un calorímetro tipo taza de café es reducir la cantidad de intercambio de calor entre el agua del vaso y el aire circundante. El valor de una tapa en el vaso de café es que también reduce el intercambio de calor entre el agua y el aire circundante. Cuanto más se reduzcan estos otros intercambios de calor, más cierta será la ecuación matemática utilizada en el experimento.
- La energía puede transferirse del agua al aire circundante. Esto haría que el valor experimental fuera inferior al valor aceptado, porque esa energía no contribuiría al cambio de temperatura del agua.
- La energía puede ser absorbida por el vaso o por el recipiente metálico, que también experimenta un cambio de temperatura. Esta energía no se contabilizaría en los cálculos.
- Parte de la energía liberada puede no calentar ni el recipiente ni el agua. Esa energía simplemente calentaría el aire circundante.
- La lectura del termómetro puede retrasarse respecto al cambio real de temperatura.
- La mezcla puede no ser uniforme si la solución no se agita suavemente.
- La reacción puede comenzar antes de cerrar el calorímetro o continuar después de registrar la temperatura máxima.
- La tapa puede no aislar completamente el contenido del calorímetro.
Cualquier análisis de errores de un experimento de calorimetría debe tener en cuenta el flujo de calor desde el sistema al calorímetro y desde el calorímetro a otras partes del entorno. Cualquier diseño de un experimento calorimétrico debe prestar atención a la reducción de los intercambios de calor entre el contenido del calorímetro y el entorno.
Experimentos adicionales con un calorímetro de poliestireno
Una estudiante de química disuelve 4,51 gramos de hidróxido de sodio en 100,0 mL de agua a 19,5 °C en un vaso calorimétrico. Al disolverse el hidróxido de sodio, la temperatura del agua circundante aumenta hasta 31,7 °C.
La cantidad de energía liberada cuando se disuelve el hidróxido de sodio es igual a la cantidad de energía absorbida por el agua del calorímetro:
QNaOH al disolverse = −Qcalorímetro
Qcalorímetro = m · C · ΔT
Qcalorímetro = (100,0 g) · (4,18 J/g/°C) · (31,7 °C − 19,5 °C)
Qcalorímetro = 5099,6 J
La suposición es que esta energía ganada por el agua es igual a la cantidad de energía liberada por el hidróxido de sodio al disolverse.
QNaOH al disolverse = −5099,6 J
Esta es la cantidad de calor liberada al disolver 4,51 gramos de hidróxido de sodio. Para obtener el calor de disolución por gramo, se divide la cantidad de calor entre la masa del hidróxido de sodio.
ΔHdisolución = QNaOH al disolverse / mNaOH
ΔHdisolución = (−5099,6 J) / (4,51 g)
ΔHdisolución = −1,13 × 103 J/g
Medición del calor de combustión
La calorimetría se basa en la suposición de que toda la energía liberada por el sistema es absorbida por el entorno. En una práctica con una sustancia combustible, el agua puede actuar como el entorno que experimenta el cambio de temperatura.
Una vela grande de parafina tiene una masa de 96,83 gramos. Un recipiente metálico con 100,0 mL de agua a 16,2 °C absorbe el calor de la vela encendida y aumenta su temperatura hasta 35,7 °C. Cuando se detiene la combustión, la temperatura del agua es de 35,7 °C y la parafina tiene una masa de 96,14 gramos.
La energía ganada por el agua se calcula mediante:
Qcalorímetro = m · C · ΔT
Qcalorímetro = (100,0 g) · (4,18 J/g/°C) · (35,7 °C − 16,2 °C)
Qcalorímetro = 8151 J
La parafina liberó 8151 J o 8,151 kJ de energía al quemarse. Esto corresponde a la combustión de 0,69 gramos, porque 96,83 g − 96,14 g = 0,69 g.
ΔHcombustión de la parafina = (−8,151 kJ) / (0,69 g)
ΔHcombustión de la parafina = −12 kJ/g
Calorímetro de poliestireno y calorímetro de bomba
Los calorímetros descritos están diseñados para funcionar a presión constante (atmosférica) y son convenientes para medir el flujo de calor que acompaña a los procesos que ocurren en la solución.
Los calorímetros de taza de café utilizados en los laboratorios escolares ofrecen a los estudiantes un ejercicio útil de calorimetría. Sin embargo, en el ámbito profesional, un vaso barato de poliestireno y un termómetro no ayudan a un fabricante comercial de alimentos a determinar el contenido calórico de sus productos con suficiente exactitud.
Otro tipo de calorímetro que funciona a volumen constante, conocido coloquialmente como calorímetro de bomba, se utiliza para medir la energía producida por reacciones que generan grandes cantidades de calor y productos gaseosos, como las reacciones de combustión.
Este tipo de calorímetro consiste en un robusto recipiente de acero (la "bomba") que contiene los reactivos y está a su vez sumergido en agua. La muestra se coloca en la bomba, que se llena de oxígeno a alta presión. Se utiliza una pequeña chispa eléctrica para encender la muestra.
La energía producida por la reacción es absorbida por la bomba de acero y el agua circundante. Se mide el aumento de temperatura y, junto con la capacidad calorífica conocida del calorímetro, se utiliza para calcular la energía producida por la reacción.
Un calorímetro de bomba incluye una cámara de reacción donde tiene lugar la reacción, normalmente una reacción de combustión. La cámara de reacción es un recipiente resistente que puede soportar la intensa presión de los gases calientes. La cmara suele llenarse principalmente con gas oxígeno y combustible.
Un circuito eléctrico está conectado a la cámara para encender eléctricamente el contenido y realizar un estudio del calor liberado durante la combustión. La cámara de reacción está rodeada por una envoltura de agua con un termómetro. El calor liberado por la cámara calienta la envoltura llena de agua, lo que permite determinar la cantidad de energía liberada por la reacción.
Ejemplo de calorímetro de bomba
Cuando se queman 3,12 g de glucosa, C6H12O6, en un calorímetro de bomba, la temperatura del calorímetro aumenta de 23,8 °C a 35,6 °C. El calorímetro contiene 775 g de agua, y la propia bomba tiene una capacidad calorífica de 893 J/°C.
La combustión produce un calor que es absorbido principalmente por el agua y la bomba. Las cantidades de calor absorbidas por los productos de la reacción y el exceso de oxígeno sin reaccionar son relativamente pequeñas y tratarlas está fuera del alcance de este texto.
Cuando se queman 0,963 g de benceno, C6H6, en un calorímetro de bomba, la temperatura del calorímetro aumenta en 8,39 °C. La bomba tiene una capacidad calorífica de 784 J/°C y está sumergida en 925 mL de agua.
Calorimetría de alimentos
El contenido calórico de los alimentos puede determinarse mediante la calorimetría de bomba, es decir, quemando el alimento y midiendo la energía que contiene.
Se pesa una muestra de alimento, se mezcla en una batidora, se liofiliza, se muele en polvo y se forma una pastilla.
En la actualidad, el contenido calórico de las etiquetas de los alimentos se obtiene mediante un método denominado sistema de Atwater, que utiliza el contenido calórico medio de los distintos componentes químicos de los alimentos, proteínas, carbohidratos y grasas.
Las proteínas aportan unas 4 Calorías por gramo, los carbohidratos también unas 4 Calorías por gramo y las grasas y aceites unas 9 Calorías/g.
Una caloría (cal) = exactamente 4,184 julios, y una Caloría (note la mayúscula) = 1.000 cal o 1 kcal.
En los seres humanos, el metabolismo se mide normalmente en calorías por día. Los calorímetros de habitación completa permiten realizar actividades relativamente normales, y estos calorímetros generan datos que reflejan más fielmente el mundo real.
Hallar las 𝐞𝐜𝐮𝐚𝐜𝐢𝐨𝐧𝐞𝐬 para un 𝐜𝐚𝐥𝐨𝐫í𝐦𝐞𝐭𝐫𝐨 de 𝐩𝐫𝐞𝐬𝐢ó𝐧 constante o de 𝐭𝐚𝐳𝐚 𝐝𝐞 𝐜𝐚𝐟é
Buenas prácticas de seguridad
- Utilizar vasos de poliestireno limpios y en buen estado.
- No calentar directamente el poliestireno con una llama.
- No cerrar herméticamente un calorímetro de presión constante.
- Manipular con cuidado las soluciones calientes y las sustancias químicas.
- Utilizar gafas, guantes y bata cuando el procedimiento lo requiera.
- No tocar directamente un metal caliente.
- Agitar sin introducir las manos en la solución.
- No utilizar un calorímetro de poliestireno para reacciones violentas o para combustiones.
- Utilizar un calorímetro de bomba únicamente con equipos diseñados para soportar alta presión.
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