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"Constante Calorimétrica"

por: Luís Alberto Rivera Zavala

 
 

 

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RESUMEN

Se determinó experimentalmente: la constante calorimétrica de un calorímetro por medio del proceso de dilución de ácido sulfúrico en agua. El valor obtenido de la constante K=0.06579875 Kcal./°C, valor que Cte. calorimétrica requirió de la gráfica de Pickering  él que significa, que es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de toda la masa del calorímetro  en un grado centígrado.

 

Introducción;

               La Calorimetría, es la ciencia que mide la cantidad de energía generada en procesos de intercambio de calor. El Calor, en física, es la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en virtud de una diferencia de temperatura. El calor es energía en tránsito; siempre fluye de una zona de mayor temperatura a una zona de menor temperatura, con lo que eleva la temperatura de la segunda y reduce la de la primera, siempre que el volumen de los cuerpos se mantenga constante. La energía no fluye desde un objeto de temperatura baja a un objeto de temperatura alta si no se realiza trabajo.

En las ciencias físicas, la cantidad de calor se expresa en las mismas unidades que la energía y el trabajo, es decir, en julios. Otra unidad es la caloría, definida como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de agua a 1 atmósfera de presión desde 15 hasta 16 °C. Esta unidad se denomina a veces caloría pequeña o caloría gramo para distinguirla de la caloría grande, o kilocaloría, que equivale a 1,000 calorías y se emplea en nutrición.

Los procesos físicos por los que se produce la transferencia de calor son la conducción y la radiación. Un tercer proceso, que también implica el movimiento de materia, se denomina convección. La conducción requiere contacto físico entre los cuerpos —o las partes de un cuerpo— que intercambian calor, pero en la radiación no hace falta que los cuerpos estén en contacto ni que haya materia entre ellos. La convección se produce a través del movimiento de un líquido o un gas en contacto con un cuerpo de temperatura diferente. 

La cantidad de calor necesaria para aumentar en un grado la temperatura de una unidad de masa de una sustancia se conoce como calor específico. Si el calentamiento se produce manteniendo constante el volumen de la sustancia o su presión, se habla de calor específico a volumen constante o a presión constante. En todas las sustancias, el primero siempre es menor o igual que el segundo. El calor específico del agua a 15 °C es de 4.185,5 julios por kilogramo y grado Celsius. En el caso del agua y de otras sustancias prácticamente incompresibles, no es necesario distinguir entre los calores específicos a volumen constante y presión constante ya que son aproximadamente iguales. Generalmente, los dos calores específicos de una sustancia dependen de la temperatura.

La sensación de calor o frío al tocar una sustancia depende de su temperatura, de la capacidad de la sustancia para conducir el calor y de otros factores. Cuando se aporta calor a una sustancia, no sólo se eleva su temperatura, con lo que proporciona una mayor sensación de calor, sino que se producen alteraciones en varias propiedades físicas que pueden medirse con precisión. Al variar la temperatura, las sustancias se dilatan o se contraen, su resistencia eléctrica cambia, y —en el caso de un gas— su presión varía. La variación de alguna de estas propiedades suele servir como base para una escala numérica precisa de temperaturas.

 La Entalpía, es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H = U + pV, donde "U" es la energía interna, "p" es la presión y "V" es el volumen. "H" se mide en julios.

Para determinar directamente la variación de calor comprendido en una reacción, se usa el calorímetro. Hay diferentes tipos de calorímetros por ejemplo, el adiabático, el de hielo, el de agua, pero para la experimentación ocupamos el primero.

El calorímetro adiabático  es denominado así porque el recipiente exterior se mantiene a la misma temperatura que la muestra a ensayar para evitar la transferencia o transmisión de calor entre la muestra y el entorno exterior.

El sistema (reactivos contenidos en el calorímetro), es una porción del universo físico que nosotros consideramos para su estudio.

La frontera es el mecanismo que separa al sistema del resto del universo (paredes del calorímetro).

Los alrededores o vecindad es la parte del universo que interacciona con el sistema y sus alrededores está caracterizada por los intercambios mutuos de energía en sus diversas formas.

Con respecto a lo anterior, el problema consistió en la construcción, pero en especial, en la calibración del calorímetro por medio de el método de la dilución del ácido sulfúrico en agua. La hipótesis planteada fue que al hacer la dilución del ácido sulfúrico con agua dentro de el calorímetro podríamos obtener el valor de la constante del calorímetro al realizar las diferencias de temperaturas entre la inicial y la final (cuando la temperatura permaneciera constante).

PRESENTACIÓN TEÓRICA

En los grandes procesos industriales no es raro que sea necesario transferir cantidades relativamente grandes de energía térmica entre el sistema y el medio ambiente o entre distintas partes de un sistema dado. En el caso de los cambiadores de calor, equipos cuyo propósito principales transferir el calor entre dos fluidos, estos no pueden caracterizarse a través de un solo diseño;  ya que las variedades de tal equipo son prácticamente ilimitadas, aquí uno de los problemas principales es el cálculo de los coeficientes para la transferencia de calor, en los calorímetros, dispositivos, que nos permiten medir el calor de un sistema reaccionante, el problema fundamental de la caracterización, es la determinación de la constante de el calorímetro, obviamente no son el mismo problema, pero en ambos dispositivos es necesario conocer la cantidad de calor presente en el proceso y en ambos podemos encontrar los tres mecanismos clásicos de la transferencia de calor, y en cada uno de los equipos el uso, tratamiento y control es diferente. Por lo anterior la construcción y calibración del calorímetro es una buena introducción para el estudio y manejo de los mecanismos de la transferencia de calor como una de las formas de energía y de importancia fundamental para la industria química.

 

DISEÑO EXPERIMENTAL

EQUIPO:

Para construir el calorímetro fueron necesarios los siguientes materiales:

  1. Frasco de vidrio (celda de reacciones)*.

  2. Yeso (aislante)**.

  3. Cubierta plástica.

  4. Motor eléctrico.

  5. Tapa de plástico

  6. Embudo

  7. Tapón.

  8. Tapa de poli estireno.

  9. Agitador.

  10. Cables eléctricos

  11. Batería eléctrica (9 volts).

  12. Termómetro decimal.

* Frasco de vidrio: sirvió como celda de reacciones, teniendo una conductividad térmica de 0.3 Btu/h pie2 (°F/pie).

** Material que sirvió como aislante pues tiene una capacidad térmica de 0.25 Btu/h pie2 (°F/pie).

 

 

  MATERIAL: REACTIVOS:
     
  1. Calorímetro

  2. Cápsula de porcelana

  3. Desecador

  4. Vidrio de reloj

  5. Pipeta graduada

  6. Balanza analítica

  7. Mufla

  8. Vasos de precipitados

  9. Potenciómetro

  10. Soporte universal

  11. Parrilla de agitación con agitador

  12. Parrilla de calentamiento

  13. Embudos de tallo corto

  14. Buretas

  15. Pinzas para bureta

  16. Matraces aforados

  17. Papel filtro

  18. Cronómetro

 
  1. Agua destilada: usada para la preparación de todas las disoluciones.

  2. Cloruro de bario: utilizado para quitar carbonatos al agua para la preparación del hidróxido de sodio 0.1 N

  3. Hidróxido de sodio: fue ocupado para  la preparación de la solución patrón secundario.

  4. Ftalato ácido de potasio: usado como estándar primario.

  5. Ácido sulfúrico: usado para la preparación de las diluciones para conocer la constante del calorímetro.

  6. Soluciones Buffer pH 4 y 7: fueron utilizadas para la calibración del potenciómetro a los pH´s requeridos.

METODOLOGÍA:

Después de la construcción del calorímetro, se procedió a la calibración. En primera instancia se debió preparar la solución estándar primario, para ello se desecó el ftalato ácido de potasio para quitarle el exceso de humedad, y se pesó en cuatro ocasiones cerca de 0.7 g del mismo; cada una de estas muestras se disolvió en agua. Estas soluciones sirvieron para la preparación, por medio del método de titulación, del patrón secundario, (hidróxido de sodio 0.1 N), que se preparó previamente, quitándole los carbonatos con el cloruro de bario, durante la titulación se tomaron lecturas de variación de pH con el potenciómetro y variaciones de volumen que sirvieron para la determinación de la normalidad de la sosa. Ya preparada la solución de sosa y conocida su concentración, se procedió a las diluciones de ácido sulfúrico (3), en las cuales se midió la temperatura del agua que se vertió en el calorímetro (100 mL) sin ácido durante varios periodos de 30 segundos hasta lograr un equilibrio. Posteriormente se agregó el ácido (0.25 mL) y se tomaron las variaciones de temperatura con los mismos periodos de 30 segundos hasta volver a lograr un equilibrio, posteriormente se graficó y se sacó la diferencia de temperaturas de cada una de las corridas para obtener el DT de cada una y sacar el promedio que sirvió para la obtención de la constante.

Posteriormente cada una de las diluciones de ácido se separó en 4 partes de 20 mL  y se titularon con la solución de sosa, ya con su concentración conocida, de manera análoga como se hizo con el hidróxido de sodio. La normalidad obtenida del ácido sirvió para la obtención de la constante del calorímetro,  al igual que el DT se le sacó promedio. Esta normalidad nos dio, de acuerdo a la gráfica de Pickering, el valor de la constante del calorímetro (K).

RESULTADOS EXPERIMENTALES

Constante Calorímetro resultados experimentales

Incremento de la temperatura por la disolución del ácido sulfúrico en agua

Titulación del ácido

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Podemos darnos cuenta que logramos conseguir la constante de nuestro calorímetro por medio del calor de dilución del ácido sulfúrico, apoyándonos en la gráfica de Pickering la cual nos da el valor del calor liberado sólo con conocer el DT y al concentración de nuestro ácido lo cual es una ayuda muy grande, porque de hacerlo por otros métodos sería casi imposible ya que hay variables que no se pueden medir con los materiales existentes en el laboratorio.

Por otro lado no estamos satisfechos ya que aunque no esperábamos algún valor de la constante, si estamos seguros de que no es la constante verdadera, debido a que estamos concientes de que la forma en que se llevó a cabo la experimentación no estuvo exenta de errores humanos, principalmente, como pudieron ser malas mediciones de temperatura, de volumen, de tiempo, de pH, etc.. Otro factor importante es que el calorímetro, al menos en este caso tuvo fugas considerables de calor, porque aunque se trato de que estuviera bien sellado, no se logró porque por el orificio por donde se le agregó el ácido sulfúrico no se podía tapar tan rápidamente como se hubiera querido. Todos estos son factores que definitivamente alteran los resultados finales, pero que se pueden tratar de evitar en posteriores experimentaciones.

CONCLUSIONES

A pesar de que se intentó tener los menores errores posibles, la experimentación no estuvo exenta de ellos. Como se mencionó líneas arriba las fallas pudieron ser de diversa índole, pero a nuestro parecer las que pudieron influir más es la de la medición volumétrica (en especial del ácido sulfúrico) y la de las fugas de calor.

Se propone para evitar estos errores, llevar a cabo las siguientes recomendaciones:

Para evitar el error de medición del volumen del ácido se recomienda usar perilla de seguridad, pues esta herramienta permite agregar cantidades más exactas del líquido, al igual se recomienda el uso de una pipeta graduada de 1 ml dividido el 100 unidades.

Para evitar la fuga de calor se recomienda que el tapón del tubo por donde se vierten los reactivos sea más grande que el que se utilizó en esta experimentación y que sea de otro material, que en este caso sirve bien un gotero de plástico que embona a la perfección.

Seguramente que estas recomendaciones ayudarían a una mejor experimentación y un resultado más preciso, que como consecuencia nos dejaría más satisfechos.

BIBLIOGRAFÍA

AYRES, G. H. Análisis químico cuantitativo. Harla. México 1978.

BURMISTROVA, O. A. Prácticas de química física. Editorial Mir, Moscú 1986.

KERN, Donald Q. Procesos de transferencia de calor. 8ª reimpresión. Compañía Editorial Continental. S.A. México, 1974.

JONES, JB (et, al.). Ingeniería Termodinámica. Prentice Hall. México 1995.

MORAN, M. J. (et, al.). Fundamentos de termodinámica técnica. Segundo tomo. Reverté, Barcelona 1995.

OROZCO, D. F. Análisis químico cuantitativo, Porrúa. México, 1978

PALMER, W. G. Química física experimental, EUDEBA, Buenos Aires, 1966.

 
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Última modificación: 13 de Junio de 2016