Práctica de Laboratorio Calorimetría: Medición de Calores de Reacción y Capacidad Calorífica

Calorimetría: Medición de Calores de Reacción y Capacidad Calorífica

 

INTRODUCCIÓN

La calorimetría es una técnica experimental fundamental en la química física que permite la medición precisa de los cambios de energía en forma de calor durante un proceso químico o físico. Este tipo de estudio resulta indispensable para la comprensión de la termodinámica, ya que proporciona datos clave para la determinación de propiedades como la entalpía de reacción, la capacidad calorífica y el calor específico de las sustancias.

Cuando ocurre una reacción química, especialmente en disolución acuosa, existe una transferencia de energía entre el sistema (los reactivos y productos) y los alrededores (el solvente y el recipiente). Este intercambio puede resultar en un aumento o disminución de la temperatura, que puede ser detectado mediante instrumentos simples como un termómetro si el proceso se realiza en un recipiente aislado térmicamente, conocido como calorímetro.

El tipo más sencillo de calorímetro es el de vaso de poliestireno (estilo "vaso de café"), el cual, a pesar de su simplicidad, permite obtener datos experimentales bastante aceptables en el ámbito educativo (Ver figura 1).

 

Figura 1. Vaso de café de poliestireno.

El calorímetro utilizado en el ámbito docente es un dispositivo que generalmente, está compuesto por un vaso interior de material aislante (como poliestireno expandido o aluminio), una tapa con orificio para introducir un termómetro o sonda, y a veces un agitador manual. Su diseño busca minimizar la pérdida de calor hacia el entorno, lo que lo hace adecuado para experimentos de laboratorio educativo relacionados con calorimetría, cambios de estado y reacciones exotérmicas o endotérmicas. Aunque no alcanza la precisión de los calorímetros profesionales, es ideal para la enseñanza de conceptos fundamentales de la termodinámica. Ver figura 2.

Figura 2. Calorímetro,

En la industria y la investigación, se utilizan calorímetros más sofisticados como el calorímetro de bomba (Figura 3) y los calorímetros diferenciales de barrido (figura 4).

Figura 3. Calorímetro de bomba.

Figura 4. Calorímetro diferencial de barrido.

Esta práctica busca integrar los conceptos de entalpía, calor específico y capacidad calorífica, a través de experiencias prácticas como la disolución de una sal en agua (proceso endotérmico o exotérmico) y la determinación de la capacidad calorífica de un cuerpo metálico. A través de la aplicación de la ley de conservación de la energía, se analizará cómo el calor cedido por una sustancia es igual al calor absorbido por otra, siempre que el sistema esté aislado térmicamente.

OBJETIVOS

Objetivo General

• Comprender y aplicar los principios de la calorimetría para determinar calores de reacción y capacidades caloríficas de sustancias mediante la experimentación en el laboratorio.

Objetivos Específicos

1. Medir el cambio de temperatura asociado a una reacción química o proceso físico.
2. Calcular el calor absorbido o liberado en una reacción química.
3. Determinar la capacidad calorífica de un sistema.
4. Relacionar los resultados experimentales con los conceptos termodinámicos de energía y entalpía.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS

La calorimetría es una herramienta clave en la termodinámica experimental, ya que permite estudiar el flujo de energía térmica en procesos físicos y químicos. Los fundamentos de esta práctica están enmarcados en el estudio de la energía interna, entalpía, capacidad calorífica y calor específico. A continuación, se detallan estos conceptos:

1. Energía interna y calor

La energía interna (U) de un sistema incluye todas las formas de energía almacenadas a nivel microscópico: energía cinética de las moléculas, energía de vibración, rotación y energía potencial entre partículas. Cuando un sistema intercambia calor (q) con su entorno, ocurre un cambio en su energía interna. En un sistema cerrado, la primera ley de la termodinámica se expresa como:

Donde:

• ΔU = cambio de energía interna,
• q = calor,
• w = trabajo.

Si no hay trabajo (como sucede en la mayoría de los experimentos calorimétricos a volumen constante), el calor medido corresponde directamente a ΔU. En cambio, a presión constante, como en un calorímetro abierto, el calor corresponde al cambio de entalpía:

2. Entalpía y calor de reacción

La entalpía (H) es una función de estado que representa el contenido térmico del sistema. El cambio de entalpía durante una reacción química es:

Cuando una reacción libera calor (ΔH < 0), es exotérmica; si absorbe calor (ΔH > 0), es endotérmica.

Ejemplo:

• Disolución de NaOH en agua: exotérmica.
• Fusión del hielo: endotérmica.

3. Capacidad calorífica (C) y calor específico (c)

La capacidad calorífica de un cuerpo es la cantidad de calor que necesita para elevar su temperatura en un grado Celsius o Kelvin. Su expresión es:

Por otro lado, el calor específico (c) se refiere a la capacidad calorífica por unidad de masa:

Donde:

• m: masa (g),
• c: calor específico (J/g·°C),
• ΔT: variación de temperatura.

Cada sustancia tiene un valor característico de calor específico; por ejemplo:

• Agua: 4.18 J/g·°C
• Aluminio: 0.90 J/g·°C
• Cobre: 0.39 J/g·°C

4. Principios de la calorimetría

La calorimetría se basa en el principio de conservación de la energía: el calor cedido por una sustancia es igual al calor absorbido por otra, siempre que no haya pérdidas al entorno. Por ello, se usan calorímetros aislados térmicamente.

Ejemplo: Si un metal caliente se introduce en agua fría:

Esto permite determinar el calor específico del metal si se conocen las masas y los cambios de temperatura.

5. Tipos de calorímetros

• Calorímetro de vaso de café: simple, hecho con poliestireno, útil para reacciones acuosas.
• Calorímetro de bomba: mide calores de combustión a volumen constante.
• Calorímetros diferenciales: miden pequeñas diferencias de calor, muy usados en investigación.

PARTE EXPERIMENTAL

Reactivos

• Agua destilada
• Sal de NaCl (cloruro de sodio)
• NaOH sólido (hidróxido de sodio)
• Metal (cilindro de aluminio o cobre)

Procedimiento

A. Determinación del calor de disolución de una sal (NaCl y NaOH)

1. Pesar 5 g de NaCl.
2. Medir 100 mL de agua destilada y colocarla en el calorímetro.
3. Registrar la temperatura inicial del agua.
4. Agregar el NaCl, tapar y agitar suavemente.
5. Registrar el cambio de temperatura hasta que se estabilice.
6. Repetir los pasos anteriores usando 5 g de NaOH con precaución, ya que la disolución es altamente exotérmica.

Advertencia: agregar el NaOH lentamente y nunca usarlo sin guantes ni gafas.

B. Determinación de la capacidad calorífica de un metal

1. Calentar el metal (previamente pesado) en un vaso con agua hasta que alcance unos 80–90 °C.
2. Mientras tanto, medir 100 mL de agua a temperatura ambiente y colocarla en el calorímetro.
3. Registrar la temperatura inicial del agua en el calorímetro.
4. Sacar el metal del baño caliente (con pinzas) y colocarlo rápidamente en el agua del calorímetro. Tapar y agitar.
5. Registrar la temperatura máxima alcanzada por el sistema.
6. Usar los datos para calcular el calor cedido por el metal e igualarlo al calor absorbido por el agua, y así determinar su capacidad calorífica.

Cuestionario

1. ¿Qué diferencias observas entre los procesos de disolución de NaCl y NaOH?
2. ¿Qué indicios te permiten identificar si una reacción es endotérmica o exotérmica?
3. ¿Cómo afecta la masa del soluto en el calor de disolución?
4. ¿Por qué es importante que el sistema esté lo más aislado posible durante la medición?
5. Explica cómo se aplica la ley de conservación de la energía en el experimento del metal caliente.
6. ¿Qué factores podrían introducir errores en los resultados obtenidos?
7. ¿Qué aplicaciones industriales o tecnológicas tiene la calorimetría?

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Física y química: Química física (10.ª ed.). Editorial Médica Panamericana.

Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). Química general (11.ª ed.). Pearson Educación.

Silbey, R. J., Alberty, R. A., & Bawendi, M. G. (2006). Physical Chemistry (4th ed.). Wiley.

Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2020). Chemistry: An Atoms First Approach (3rd ed.). Cengage Learning.

 

CÁCULOS

A. Cálculo del calor de disolución de una sal (NaCl o NaOH)

Se utiliza la fórmula del calor absorbido o liberado por el agua, asumiendo que el agua es quien absorbe o cede el calor durante la disolución:

Donde:

• q: es el calor absorbido o cedido por el sistema (en J)
• m_agua: es la masa del agua (en g) → 1 mL ≈ 1 g, entonces 100 mL ≈ 100 g
• c_agua: es el calor específico del agua = 4.18 J/g·°C
• ΔT: es el cambio de temperaturaura = T_final - T_inicial​

 

Nota: Si el calor aumenta, la reacción es exotérmica (q positivo). Si baja, es endotérmica (q negativo).

Luego se calcula el calor de disolución molar:

​

• n: ​

B. Cálculo del calor específico de un metal

Utilizando la ecuación de balance de energía:

​

Desarrollado, esto se transforma en:

Despejando el calor específico del metal de obtiene:

Donde:

• T_metal: es la temperatura inicial del metal (≈ temperatura del agua caliente)
• T_agua: es la temperatura inicial del agua
• T_fina: es la temperatura final cuando el sistema se equilibra