Entalpía y calorimetría
Cuando prendes la estufa de la cocina en tu casa en Bogotá, el gas natural se quema al aire libre y la reacción entrega calor. ¿Cómo sabemos cuánta energía libera cada mol de gas, y por qué un combustible rinde más que otro? En este apartado vas a aprender a medir y calcular ese calor, algo que también se pregunta en el Saber 11.
Calor de reacción y entalpía
Una reacción química en un recipiente abierto ocurre a presión constante, la de la atmósfera. En esas condiciones, el calor que el sistema intercambia con el entorno se llama variación de entalpía, $\Delta H$.
Se toma el punto de vista del sistema (las sustancias que reaccionan): si pierde energía, $\Delta H$ es negativo; si la gana, es positivo.
El carbonato de calcio se descompone térmicamente según la siguiente ecuación termoquímica a $298\,\text{K}$ y $1\,\text{bar}$: $$\mathrm{CaCO_3(s)} \rightarrow…
El carbonato de calcio se descompone térmicamente según la siguiente ecuación termoquímica a $298\,\text{K}$ y $1\,\text{bar}$:
$$\mathrm{CaCO_3(s)} \rightarrow \mathrm{CaO(s)} + \mathrm{CO_2(g)} \quad \Delta H^\circ = +178{,}0\,\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$$- a) Justifica razonadamente si el proceso es exotérmico o endotérmico y qué magnitud física representa dicha variación de entalpía si la reacción se lleva a cabo en un recipiente abierto a presión constante.
- b) Calcula el calor intercambiado, expresado en kilojulios, cuando se descomponen completamente $25{,}0\,\text{g}$ de carbonato de calcio puro.
Datos: Masas molares atómicas: $M(\mathrm{Ca}) = 40{,}1\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$, $M(\mathrm{C}) = 12{,}0\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$, $M(\mathrm{O}) = 16{,}0\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.
Ecuaciones termoquímicas
Por ejemplo: $$\ce{N2(g) + 3H2(g) -> 2NH3(g)} \quad \Delta H^\circ = -92{,}0\ \text{kJ}$$ Quiere decir que cuando reaccionan $1\,\text{mol}$ de $\ce{N2}$ y $3\,\text{mol}$ de $\ce{H2}$ y se forman $2\,\text{mol}$ de $\ce{NH3}$, se liberan $92{,}0\,\text{kJ}$.
La síntesis industrial del amoniaco se describe mediante el proceso Haber-Bosch. En el siguiente diagrama entálpico se representa la energía asociada a dicha…
La síntesis industrial del amoniaco se describe mediante el proceso Haber-Bosch. En el siguiente diagrama entálpico se representa la energía asociada a dicha transformación termoquímica a $298\,\text{K}$:
En la figura se esquematiza el balance entálpico de la reacción:
Los reactivos gaseosos se encuentran a entalpía relativa de $0\,\text{kJ}$ y los productos a $-92{,}0\,\text{kJ}$ por mol de $\mathrm{N_2(g)}$ que reacciona.
- a) Escribe la ecuación termoquímica ajustada con coeficientes estequiométricos enteros mínimos y deduce razonadamente el signo y valor numérico indicado por la flecha con interrogante.
- b) Calcula la cantidad de calor intercambiado a presión constante cuando reaccionan completamente $0{,}50\,\text{mol}$ de $\mathrm{N_2(g)}$ con hidrógeno en exceso, y determina el calor necesario para descomponer $68{,}0\,\text{g}$ de amoniaco gaseoso en sus elementos a la misma temperatura.
Datos: Masa molar: $M(\mathrm{NH_3}) = 17{,}0\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.
De la masa al calor intercambiado
Calorimetría: medir el calor con un termómetro
En un calorímetro a presión constante, el calor que libera la reacción lo absorbe la solución, que se calienta (en el laboratorio del colegio puedes usar un vaso de icopor como calorímetro sencillo):
$$q_{\text{solución}} = m \cdot c_e \cdot \Delta T \qquad q_{\text{reacción}} = -q_{\text{solución}}$$Para soluciones acuosas diluidas se toma $c_e = 4{,}18\ \text{J/(g}\cdot\text{°C)}$ y densidad $1{,}00\ \text{g/mL}$. Después, $\Delta H$ molar $= q_{\text{reacción}}/n$.
Se dispone de dos combustibles para calefacción doméstica: metano, $\mathrm{CH_4(g)}$, y propano, $\mathrm{C_3H_8(g)}$. Las ecuaciones termoquímicas de combustión…
Se dispone de dos combustibles para calefacción doméstica: metano, $\mathrm{CH_4(g)}$, y propano, $\mathrm{C_3H_8(g)}$. Las ecuaciones termoquímicas de combustión completa estándar a $298\,\text{K}$ son:
$$\mathrm{CH_4(g)} + 2\,\mathrm{O_2(g)} \rightarrow \mathrm{CO_2(g)} + 2\,\mathrm{H_2O(l)} \quad \Delta H^\circ = -890{,}4\,\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$$ $$\mathrm{C_3H_8(g)} + 5\,\mathrm{O_2(g)} \rightarrow 3\,\mathrm{CO_2(g)} + 4\,\mathrm{H_2O(l)} \quad \Delta H^\circ = -2220{,}0\,\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$$- a) Calcula la energía desprendida por gramo de combustible consumido en cada caso.
- b) Indica, justificando con los resultados obtenidos, cuál de los dos hidrocarburos proporciona mayor aporte energético por unidad de masa.
Datos: Masas molares atómicas: $M(\mathrm{C}) = 12{,}0\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$, $M(\mathrm{H}) = 1{,}0\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.
En un calorímetro a presión constante de $1\,\text{bar}$ (cuya capacidad calorífica se considera despreciable) se mezclan $100{,}0\,\text{mL}$ de una disolución acuosa…
En un calorímetro a presión constante de $1\,\text{bar}$ (cuya capacidad calorífica se considera despreciable) se mezclan $100{,}0\,\text{mL}$ de una disolución acuosa de $\mathrm{HCl} 0{,}50\,\text{M}$ con $100{,}0\,\text{mL}$ de disolución acuosa de $\mathrm{NaOH} 0{,}50\,\text{M}$, ambos inicialmente a $21{,}0\,^\circ\text{C}$. Tras completarse la neutralización, la temperatura final de la mezcla homogénea se estabiliza en $24{,}4\,^\circ\text{C}$.
- a) Escribe la ecuación iónica neta del proceso y determina la cantidad de sustancia, en moles, de agua formada.
- b) Calcula la entalpía molar experimental de neutralización expresada en $\text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ de agua generada.
Datos: Supón que la densidad de todas las disoluciones acuosas es $1{,}00\,\text{g}\cdot\text{mL}^{-1}$ y que su calor específico medio es igual al del agua pura, ce $= 4{,}18\,\text{J}\cdot\text{g}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$. Considera que no hay pérdidas de calor al exterior.
Vuelve al principio: la energía que libera cada mol de gas de la estufa es su calor molar de combustión, y multiplicando por los moles quemados se obtiene el calor total.