Principios de calorimetría - Departamento de Química General

Principios de
calorimetría
Principios

Si entran en contacto dos cuerpos o
sustancias a distinta temperatura, y
no hay intercambio de calor con
los alrededores, el cuerpo con mayor
temperatura cederá energía térmica al
de menor temperatura hasta que
ambos se encuentren en un estado
energético idéntico que se manifiesta
como una temperatura igual.
Principios

En el caso anterior, el cambio de calor en el
sistema debe ser 0.

Entonces:
q sistema = q ganado + q perdido = 0
q ganado = - q perdido
‌|q ganado| ‌= ‌|q perdido| ‌
‌m1c1Δt1 ‌= ‌m2c2Δt2 ‌
m1c1(tf – to1) = m2c2 ( to2-tf)
Aplicaciones del calorímetro
Calorímetro

Es un recipiente
cerrado que no permite
la pérdida o ganancia
de calor con los
alrededores durante
las mediciones de
cambio de calor de
procesos físicos o
químicos que ocurren
dentro de él.
Calorímetro
Calorímetro

El calorímetro se estudia bajo los principios
fundamentales de la calorimetría, en los cuales, el
calor ganado es igual al calor perdido.

Pero el calor que absorbe el calorímetro se determina
por:

C es la capacidad calorífica del calorímetro en cal/ºC o
J/ºC y es un valor constante.

Si el calorímetro está lleno de agua, el calor que se
gana se reparte entre el agua y el calorímetro.
Problema

Para determinar la capacidad calorífica de
un calorímetro, se agregan 125.0 g de agua
a 50ºC al calorímetro, el cual está a una
temperatura inicial de 25ºC. Cuando el
equilibrio se alcanza, la temperatura final es
33ºC. ¿Cuál es la capacidad calorífica del
calorímetro en J/ºC?
• Respuesta: 1111.38 J/ºC
Problema

Un trozo de oro que pesa 42.0 g se calienta
a 97ºC y se introduce rápidamente en una
bomba calorimétrica que contiene 100.0 g
de agua a 21ºC. El agua se agita hasta
que la temperatura deja de elevarse. La
temperatura final es 21.9ºC. Suponga que
el calorímetro absorbe 10 cal por cada ºC
de aumento de temperatura. Calcule el
calor específico del oro.
• Respuesta: 0.0314 cal/gºC
Problema

Una muestra de etanol, C2H5OH, que pesa
2.84 g, se quemó en un exceso de oxígeno
dentro de una bomba calorimétrica. La
temperatura del calorímetro ascendió de
25.0ºC a 33.73ºC. Si la capacidad
calorífica del calorímetro era 9.63 KJ/ºC,
¿cuál es el calor de combustión de 1 mol de
etanol?
• Respuesta: 1364.06 KJ/mol
Problema

Se pasa 50 g de vapor de agua a
100°C sobre 300 g de hielo a 0°C.
¿Qué temperatura alcanzará el agua
que se forma?
Estudio de la
entalpía
1era Unidad.
Química General II
Entalpía

Es el contenido de calor a presión
constante
H = Qp

Es una propiedad extensiva, es decir
depende de la cantidad de materia.

Es imposible medirla, lo único que sí es
medible es el cambio de entalpía ΔH.
Cambio de entalpía ΔH

Es el calor liberado o
absorbido por un
sistema a presión
constante.

En el caso de las
reacciones químicas
se utilizan mas
sistemas a presión
constante que a
volumen constante
(calorímetros)
Cambio de entalpía ΔH

Un conjunto de reactivos dados tiene una
entalpía total definida (H reactivos)

Un conjunto de productos también tiene
una entalpía total definida (H productos)

Por tanto el calor de reacción o cambio de
entalpía es la diferencia entre ambas
entalpías.
Cambio de entalpía ΔH

Al ser este valor (ΔH)‌propio‌de‌una‌
reacción química, se le denomina
cambio de entalpía de reacción.
ΔHR
Estado estándar

Se refiere a la condición específica de
1 atm de presión.

A pesar de que el estado estándar
NO especifica cuál es su temperatura,
se utilizaran siempre valores medidos
a 25ºC.
Estado estándar

Se‌representa‌por‌el‌símbolo‌“‌º‌“‌junto‌al‌
símbolo de cambio de entalpía
ΔHRº
Cambio de entalpía estándar de reacción
(Que es el calor absorbido o liberado a 1 atm
de presión y 25ºC)
Entalpía estándar de
formación

Cambio de calor que resulta de la formación de un mol
de un compuesto a partir de sus elementos en sus
estados estándar, 25ºC y 1 atm.

Estos cambios de entalpía de formación se
encuentran en tablas.

Se representan por el símbolo: ΔHfº

Ojo: La ΔHfº‌de‌un‌elemento‌SIEMPRE‌‌es‌0.
Entalpía de reacción ΔHR

Es la variación de entalpía que
sucede cuando se lleva a cabo una
reacción química.

Sea la reacción:
Entalpía de reacción ΔHR

Entonces:

Donde a,b,c y d son los coeficientes
estequiométricos que se obtienen por
el balanceo de la ecuación química.
Ecuaciones termoquímicas

Son ecuaciones químicas que
muestran tanto los cambios de
entalpía como las relaciones de
masa.
/mol
Reacciones exotérmicas

Son reacciones que liberan calor.

Los productos tienen una entalpía menor
que los reactivos y por tanto ΔHR tiene un
valor negativo.

Los alrededores se calientan.

La entalpía del sistema disminuye y la
diferencia es el calor desprendido.
Reacciones exotérmicas
Reacciones endotérmicas

Son reacciones que absorben calor.

En las reacciones de este tipo la entalpía
de los productos es mayor que la entalpía
de los reactivos y por tanto ΔHR tiene un
valor positivo.

Cuando suceden estas reacciones se debe
suministrar calor.
Reacciones endotérmicas.
Características de las
ecuaciones termoquímicas

Se deben especificar los estados
físicos de los reactivos y de los
productos.

Las reacciones deben estar
balanceadas.
Características de las
ecuaciones termoquímicas

Si se multiplican ambos lados de una ecuación
termoquímica por un factor n, entonces el cambio de
entalpía también se multiplica por dicho factor.

Si se invierte una ecuación se cambian los papeles de
reactivos y productos, la magnitud del cambio de
entalpía se mantiene igual pero cambia su signo.

Lo que era un proceso endotérmico se vuelve
exotérmico y viceversa.
Características de las
ecuaciones termoquímicas

Si corresponde a ΔHfº‌se‌debe‌
escribir para un mol de producto
usando coeficientes fraccionarios si
es necesario.
Ejercicios

Sea la reacción:
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) →‌CO2(g) +2H2O(g) ΔH=‌-726.4 KJ
a)
b)
¿Cuánto calor se produce si se queman 4 moles de
metanol? Respuesta: -2905.6 KJ
¿Cuánto calor se produce si se forman 2 g de CO2?
Repuesta: 33.01 KJ
Ejercicios (método directo)

Calcule la entalpía de reacción para la
siguiente reacción:


Las‌entalpías‌de‌formación‌ΔHfº son: para el
dióxido de carbono (g): -393.5 KJ/mol, para
el agua (g): -285.8 KJ/mol, para el metano
(g): -748 KJ/mol.
Respuesta: -217.1 KJ
Ejercicios (método directo)

Calcule el ΔHR para:
NH3(g) + Cl2(g) →‌N2(g) + HCl(g)
ΔHfº de NH3(g)
= -46.21 KJ/mol, HCl(g) = -92.5 KJ/mol
Respuesta: -462.58 KJ
Ejercicios

Que cantidad de calor se produce cuando
10g de Al reaccionan con un exceso de
Fe2O3? (todo en estado sólido)
ΔHfº de Al2O3(s)
= -1669.8 KJ/mol,
de Fe2O3(s) = -822.2 KJ/mol
Respuesta: -847.6 KJ/mol
Ejercicios (aplicación del
método directo)

La‌reacción‌“termita”‌se‌utiliza‌en‌la‌industria‌para‌producir‌
hierro‌líquido‌(ojo,‌que‌no‌es‌el‌estado‌“natural”‌del‌hierro‌
elemental, por tanto si tiene una entalpía de formación) para
utilizarlo inmediatamente para soldar metales.
La reacción es la siguiente:
2Al (s) + Fe2O3(s) →‌‌Al2O3(s) + 2Fe(l)
Si la entalpía de reacción es de -822.8 kJ/mol y las entalpías
de formación para los óxido de aluminio y férrico son
respectivamente: -1669.80 kJ/mol y -822.2 kJ/mol. Calcule la
entalpía de formación del hierro líquido.
Ley de Hess

Esta ley es llamada también:

Ley de constancia de la suma calórica.

Establece que el cambio de entalpía para
cualquier reacción química es constante sea
que la reacción ocurra en uno o varios
pasos.

El cálculo de la entalpía de reacción de esta
manera constituye un método indirecto.
Ley de Hess

Por esa razón el cambio de entalpía
puede tratarse como una suma
algebraica de las entalpías de los
pasos intermedios.

El cambio de entalpía de una reacción
ΔHR solo depende de los reactivos
iniciales y los productos finales y es
independiente de la trayectoria.
Ejemplo de aplicación de la
ley de Hess

Para la reacción:

Se tienen las reacciones
termoquímicas:
Aplicación de la ley de Hess

Sólo hay necesidad de invertir la
tercera reacción, cambia el signo de
la entalpía y entonces...
Ejemplos

Calcule la entalpía de formación del
acetileno:
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio