Análisis químico cuantitativo En el siglo XVIII, la fuerza (en realidad la concentración) de las muestras de vinagre se determinaba anotando la cantidad de carbonato de potasio, K 2 CO 3 , que había que añadir, poco a poco, antes de que cesara el burbujeo. Cuanto mayor sea el peso de carbonato de potasio que se añada para alcanzar el punto en el que termina el burbujeo, más concentrado estará el vinagre. Ahora sabemos que la efervescencia que se producía durante este proceso se debía a la reacción con el ácido acético, CH 3 CO 2 H, el compuesto principalmente responsable del olor y el sabor del vinagre. El ácido acético reacciona con el carbonato de potasio según la siguiente ecuación: 2 CH 3 CO 2 H ( a q ) + K 2 CO 3 ( s ) ⟶ 2 CH 3 CO 2 K ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) El burbujeo se debe a la producción de CO 2 . La prueba del vinagre con carbonato de potasio es un tipo de análisis cuantitativo : la determinación de la cantidad o concentración de una sustancia en una muestra. En el análisis del vinagre, la concentración del soluto (ácido acético) se determinó a partir de la cantidad de reactivo que se combinó con el soluto presente en un volumen conocido de la solución. En otros tipos de análisis químicos, la cantidad de una sustancia presente en una muestra se determina midiendo la cantidad de producto resultante. Titulación El método descrito para medir la fuerza del vinagre era una versión temprana de la técnica analítica conocida como análisis de titulación . Un análisis de titulación típico implica el uso de una bureta ( ) para realizar adiciones incrementales de una solución que contiene una concentración conocida de alguna sustancia (el titulante ) a una solución de muestra que contiene la sustancia cuya concentración se va a medir (el analito ). El titulante y el analito experimentan una reacción química de estequiometría conocida, por lo que la medición del volumen de solución titulante necesario para la reacción completa con el analito (el punto de equivalencia de la titulación) permite calcular la concentración del analito. El punto de equivalencia de una titulación puede detectarse visualmente si un cambio claro en el aspecto de la solución de la muestra acompaña la finalización de la reacción. La detención de la formación de burbujas en el análisis clásico del vinagre es un ejemplo de ello, aunque, más comúnmente, se añaden tintes especiales llamados indicadores a las soluciones de la muestra para impartir un cambio de color en el punto de equivalencia de la titulación o muy cerca de él. Los puntos de equivalencia también pueden detectarse midiendo alguna propiedad de la solución que cambie de forma predecible durante el curso de la titulación. Independientemente del enfoque adoptado para detectar el punto de equivalencia de una titulación, el volumen de titulante realmente medido se denomina punto final . Los métodos de titulación correctamente diseñados suelen garantizar que la diferencia entre los puntos de equivalencia y final sea insignificante. Aunque cualquier tipo de reacción química puede servir de base para un análisis de titulación, las tres descritas en este capítulo (precipitación, ácido-base y redox) son las más comunes. En el capítulo sobre el equilibrio ácido-base se ofrecen más detalles sobre el análisis de titulación. (a) Un estudiante llena una bureta para preparar un análisis de titulación. (b) Una bureta típica permite medir el volumen con una precisión de 0,01 mL. (créditos: a: modificación del trabajo de Mark Blaser y Matt Evans; b: modificación del trabajo de Mark Blaser y Matt Evans). Análisis de titulación El punto final en una titulación de una muestra de 50,00 mL de HCl acuoso se alcanzó mediante la adición de 35,23 mL de titulante 0,250 M de NaOH. La reacción de titulación es: HCl ( a q ) + NaOH ( a q ) ⟶ NaCl ( a q ) + H 2 O ( l ) ¿Cuál es la molaridad del HCl? Solución Como en todos los cálculos de estequiometría de reacción, la cuestión clave es la relación entre las cantidades molares de las especies químicas de interés, tal como se representa en la ecuación química balanceada. Se sigue el enfoque expuesto en los módulos anteriores de este capítulo, con consideraciones adicionales necesarias, ya que las cantidades de reactivos suministradas y solicitadas se expresan como concentraciones de solución. Para este ejercicio, el cálculo seguirá los siguientes pasos: Se calcula que la cantidad molar de HCl es: 35,23 mL de NaOH × 1 L 1.000 mL × 0,250 mol de NaOH 1 L × 1 mol de HCl 1 mol de NaOH = 8,81 × 10 -3 mol de HCl Utilizando el volumen proporcionado de solución de HCl y la definición de molaridad, la concentración de HCl es: M = mol de HCl solución L M = 8,81 × 10 -3 mol de HCl 50,00 mL × 1 L 1.000 mL M = 0,176 M Nota: Para este tipo de cálculos de titulación, es conveniente reconocer que la molaridad de la solución también es igual al número de mili moles de soluto por mili litro de solución: M = mol de soluto L de solución × 10 3 mmol mol 10 3 mL L = mmol de soluto mL de solución El uso de esta versión de la unidad de molaridad acortará el cálculo al eliminar dos factores de conversión: 35,23 mL de NaOH × 0,250 mmol de NaOH mL de NaOH × 1 mmol de HCl 1 mmol de NaOH 50,00 mL de solución = 0,176 M HCl Compruebe lo aprendido Una muestra de 20,00 mL de ácido oxálico acuoso, H 2 C 2 O 4 , se titula con una solución de 0,09113- M de permanganato de potasio, KMnO 4 (vea la ecuación iónica neta a continuación). 2MnO 4 – ( a q ) + 5 H 2 C 2 O 4 ( a q ) + 6 H + ( a q ) ⟶ 10 CO 2 ( g ) + 2 Mn 2+ ( a q ) + 8 H 2 O ( l ) Se necesitó un volumen de 23,24 mL para alcanzar el punto final. ¿Cuál es la molaridad del ácido oxálico? Respuesta: 0,2648 M Análisis gravimétrico Un análisis gravimétrico es aquel en el que una muestra se somete a algún tratamiento que provoca un cambio en el estado físico del analito que permite su separación de los demás componentes de la muestra. Las mediciones de masa de la muestra, del analito aislado o de algún otro componente del sistema de análisis, utilizadas junto con la estequiometría conocida de los compuestos implicados, permiten calcular la concentración del analito. Los métodos gravimétricos fueron las primeras técnicas utilizadas para el análisis químico cuantitativo, y siguen siendo herramientas importantes en el laboratorio de química moderno. El cambio de estado requerido en un análisis gravimétrico puede lograrse mediante diversos procesos físicos y químicos. Por ejemplo, el contenido de humedad (agua) de una muestra se determina rutinariamente midiendo la masa de una muestra antes y después de someterla a un proceso de calentamiento controlado que evapora el agua. También son comunes las técnicas gravimétricas en las que el analito se somete a una reacción de precipitación del tipo descrito anteriormente en este capítulo. El precipitado se suele aislar de la mezcla de reacción por filtración, se seca cuidadosamente y se pesa ( ). La masa del precipitado puede utilizarse entonces, junto con las relaciones estequiométricas pertinentes, para calcular la concentración del analito. El precipitado puede eliminarse de la mezcla de reacción por filtración. Análisis gravimétrico Una mezcla sólida de 0,4550 g que contiene MgSO 4 disuelto en agua y se trata con un exceso de Ba(NO 3 ) 2 , lo que provoca la precipitación de 0,6168 g de BaSO 4 . MgSO 4 ( a q ) + Ba ( NO 3 ) 2 ( a q ) ⟶ BaSO 4 ( s ) + Mg ( NO 3 ) 2 ( a q ) ¿Cuál es la concentración (porcentaje en masa) de MgSO 4 en la mezcla? Solución El plan de este cálculo es similar a otros utilizados en los cálculos estequiométricos, siendo el paso central la conexión entre los moles de BaSO 4 y MgSO 4 a través de su factor estequiométrico. Una vez calculada la masa de MgSO 4 puede utilizarse junto con la masa de la mezcla de la muestra para calcular el porcentaje de concentración solicitado. La masa de MgSO 4 que produciría la masa de precipitado proporcionada es 0,6168 g de BaSO 4 × 1 mol de BaSO 4 233,43 g de BaSO 4 × 1 mol de MgSO 4 1 mol de BaSO 4 × 120,37 g de MgSO 4 1 mol de MgSO 4 = 0,3181 g de MgSO 4 La concentración de MgSO 4 en la mezcla de la muestra se calcula entonces como porciento de MgSO 4 = masa de MgSO 4 muestra de masa × 100 % 0,3181 g 0,4550 g × 100 % = 69,91 % Compruebe lo aprendido ¿Cuál es el porcentaje de ion cloruro en una muestra si 1,1324 g de la muestra produce 1,0881 g de AgCl cuando se trata con exceso de Ag + ? Ag + ( a q ) + Cl – ( a q ) ⟶ AgCl ( s ) Respuesta: 23,76 % La composición elemental de los hidrocarburos y compuestos relacionados puede determinarse mediante un método gravimétrico conocido como análisis de combustión . En un análisis de combustión, una muestra pesada del compuesto se calienta a una temperatura elevada bajo una corriente de gas oxígeno, lo que provoca su combustión completa para obtener productos gaseosos de identidades conocidas. La combustión completa de los hidrocarburos, por ejemplo, dará como únicos productos el dióxido de carbono y el agua. Los productos de la combustión gaseosa se barren a través de dispositivos de recogida separados y previamente pesados que contienen compuestos que absorben selectivamente cada producto ( ). El aumento de masa de cada dispositivo corresponde a la masa del producto absorbido y puede utilizarse en un cálculo estequiométrico adecuado para obtener la masa del elemento correspondiente. Este diagrama esquemático ilustra los componentes básicos de un dispositivo de análisis de combustión para determinar el contenido de carbono e hidrógeno de una muestra. Análisis de combustión El polietileno es un polímero de hidrocarburos que se utiliza para fabricar bolsas para alimentos y muchos otros artículos de plástico flexible. Un análisis de combustión de una muestra de 0,00126 g de polietileno produce 0,00394 g de CO 2 y 0,00161 g de H 2 O. ¿Cuál es la fórmula empírica del polietileno? Solución La suposición principal en este ejercicio es que todo el carbono de la muestra quemada se convierte en dióxido de carbono, y todo el hidrógeno de la muestra se convierte en agua: C x H y ( s ) + exceso de O 2 ( g ) ⟶ x CO 2 ( g ) + y 2 H 2 O ( g ) Tenga en cuenta que no es necesaria una ecuación balanceada para la tarea que nos ocupa. Para obtener la fórmula empírica del compuesto, solo se necesitan los subíndices x e y . En primer lugar, calcule las cantidades molares de carbono e hidrógeno en la muestra utilizando las masas proporcionadas del dióxido de carbono y del agua, respectivamente. Con estas cantidades molares, la fórmula empírica del compuesto puede escribirse como se describe en el capítulo anterior de este texto. En el siguiente diagrama de flujo se presenta un esquema de este enfoque: mol de C = 0,00394 g de CO 2 × 1 mol de CO 2 44,01 g × 1 mol de C 1 mol de CO 2 = 8,95 × 10 – 5 mol de C mol de H = 0,00161 g de H 2 O × 1 mol H 2 O 18,02 g × 2 mol H 1 mol H 2 O = 1,79 × 10 – 4 mol H La fórmula empírica del compuesto se obtiene entonces identificando los múltiplos de números enteros más pequeños para estas cantidades molares. El cociente molar H a C es mol H mol de C = 1,79 × 10 -4 mol H 8,95 × 10 -5 mol de C = 2 mol H 1 mol de C y la fórmula empírica del polietileno es CH 2 . Compruebe lo aprendido Una muestra de 0,00215 g de poliestireno, un polímero compuesto de carbono e hidrógeno, produjo 0,00726 g deCO 2 y 0,00148 g de H 2 O en un análisis de combustión. ¿Cuál es la fórmula empírica del poliestireno? Respuesta: CH Conceptos clave y resumen La estequiometría de las reacciones químicas puede servir de base para los métodos de análisis químico cuantitativo. Las titulaciones implican la medición del volumen de una solución titulante necesaria para reaccionar completamente con una solución de muestra. Este volumen se utiliza entonces para calcular la concentración de analito en la muestra utilizando la estequiometría de la reacción de titulación. El análisis gravimétrico consiste en separar el analito de la muestra mediante un proceso físico o químico, determinar su masa y, a continuación, calcular su concentración en la muestra en función de la estequiometría del proceso correspondiente. El análisis de combustión es un método gravimétrico utilizado para determinar la composición elemental de un compuesto recogiendo y pesando los productos gaseosos de su combustión. Ejercicios de química del final del capítulo ¿Qué volumen de solución de HBr 0,0105-M se necesita para titular 125 mL de una solución de 0,0100- M de Ca(OH) 2 ? Ca ( OH ) 2 ( a q ) + 2 HBr ( a q ) ⟶ CaBr 2 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) La titulación de una muestra de 20,0 mL de lluvia ácida requirió 1,7 mL de NaOH 0,0811 M para alcanzar el punto final. Si suponemos que la acidez de la lluvia se debe a la presencia de ácido sulfúrico, ¿cuál era la concentración de ácido sulfúrico en esta muestra de lluvia? 3,4 × 10 −3 M H 2 SO 4 ¿Cuál es la concentración de NaCl en una solución si la titulación de 15,00 mL de la solución con 0,2503 M de AgNO 3 requiere 20,22 mL de la solución de AgNO 3 para alcanzar el punto final? AgNO 3 ( a q ) + NaCl ( a q ) ⟶ AgCl ( s ) + NaNO 3 ( a q ) En una determinación común de laboratorio médico de la concentración de ion cloruro libre en el suero sanguíneo, una muestra de suero se titula con una solución de Hg(NO 3 ) 2 . 2 Cl – ( a q ) + Hg ( NO 3 ) 2 ( a q ) ⟶ 2 NO 3 – ( a q ) + HgCl 2 ( s ) ¿Cuál es la concentración de Cl − en una muestra de 0,25 mL de suero normal que requiere 1,46 mL de 8,25 × 10 −4 M Hg(NO 3 ) 2 ( aq ) para alcanzar el punto final? 9,6 × 10 −3 M Cl − Las papas se pueden pelar comercialmente poniéndolas en remojo en una solución de hidróxido de sodio de 3-M a 6-M, y luego eliminando las pieles aflojadas rociándolas con agua. ¿Tiene una solución de hidróxido de sodio una concentración adecuada si la titulación de 12,00 mL de la solución requiere 30,6 mL de HCI 1,65 M para alcanzar el punto final? Una muestra de bromuro de galio, GaBr 3 , con un peso de 0,165 g, disuelto en agua y se trató con nitrato de plata, AgNO 3 , dando como resultado la precipitación de 0,299 g de AgBr. Utilice estos datos para calcular el %Ga (en masa) de GaBr 3 . 22,4 % El principal componente de las bolas de naftalina es el naftaleno, un compuesto con una masa molecular de unas 130 uma, que solo contiene carbono e hidrógeno. Una muestra de 3.000 mg de naftalina se quema para dar 10,3 mg de CO 2 . Determine sus fórmulas empíricas y moleculares. Una muestra de 0,025 g de un compuesto formado por boro e hidrógeno, con una masa molecular de ~28 uma, arde espontáneamente cuando se expone al aire, produciendo 0,063 g de B 2 O 3 . ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular del compuesto? La fórmula empírica es BH 3 . La fórmula molecular es B 2 H 6 . El bicarbonato de sodio (bicarbonato sódico), NaHCO 3 , puede purificarse disolviéndolo en agua caliente (60 °C), filtrando para eliminar las impurezas insolubles, enfriando a 0 °C para precipitar el NaHCO 3 sólido y filtrando después para eliminar el sólido, dejando las impurezas solubles en solución. El NaHCO 3 que permanece en la solución no se recupera. La solubilidad del NaHCO 3 en agua caliente a 60 °C es de 164 g/L. Su solubilidad en agua fría de 0 °C es de 69 g/L. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento del NaHCO 3 cuando se purifica por este método? ¿Qué volumen de HCl 0,600 M se necesita para reaccionar completamente con 2,50 g de hidrogenocarbonato de sodio? NaHCO 3 ( a q ) + HCl ( a q ) ⟶ NaCl ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) 49,6 ml ¿Qué volumen de 0,08892 M de HNO 3 se necesita para reaccionar completamente con 0,2352 g de hidrogenofosfato de potasio? 2 HNO 3 ( a q ) + K 2 HPO 4 ( a q ) ⟶ H 3 PO 4 ( a q ) + 2 KNO 3 ( a q ) ¿Qué volumen de una solución de hidróxido de sodio 0,3300- M se necesitaría para titular 15,00 mL de ácido oxálico 0,1500 M ? C 2 O 4 H 2 ( a q ) + 2 NaOH ( a q ) ⟶ Na 2 C 2 O 4 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) 13,64 mL ¿Qué volumen de una solución de hidróxido de potasio de 0,00945- M sería necesario para titular 50,00 mL de una muestra de lluvia ácida con una concentración de H 2 SO 4 de 1,23 × 10 −4 M ? H 2 SO 4 ( a q ) + 2 KOH ( a q ) ⟶ K 2 SO 4 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) Una muestra de hidróxido de calcio sólido, Ca(OH) 2 , se deja reposar en agua hasta que se forme una solución saturada. Una titulación de 75,00 mL de esta solución con 5,00 × 10 −2 M HCl requiere 36,6 mL del ácido para alcanzar el punto final. Ca ( OH ) 2 ( a q ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ CaCl 2 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) ¿Cuál es la molaridad? 0,0122 M ¿Qué masa de Ca(OH) 2 reaccionará con 25,0 g de butanoico para formar el conservante butanoato de calcio según la ecuación? ¿Cuántos mililitros de una solución de 0,1500- M de KOH serán necesarios para titular 40,00 mL de una solución de 0,0656- M de H 3 PO 4 ? H 3 PO 4 ( a q ) + 2 KOH ( a q ) ⟶ K 2 HPO 4 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) 34,99 mL de KOH El ftalato de hidrógeno de potasio, KHC 8 H 4 O 4 , o KHP, se utiliza en muchos laboratorios, incluidos los de química general, para estandarizar soluciones de base. El KHP es uno de los pocos ácidos sólidos estables que pueden secarse por calentamiento y pesarse. Una muestra de 0,3420 g de KHC 8 H 4 O 4 reacciona con 35,73 mL de una solución de NaOH en una titulación. ¿Cuál es la concentración molar del NaOH? KHC 8 H 4 O 4 ( a q ) + NaOH ( a q ) ⟶ KNaC 8 H 4 O 4 ( a q ) + H 2 O ( a q ) La reacción de WCl 6 con Al a ~400 °C da cristales negros de un compuesto que solo contiene tungsteno y cloro. Una muestra de este compuesto, cuando se reduce con hidrógeno, da 0,2232 g de metal de tungsteno y cloruro de hidrógeno, que se absorbe en el agua. La titulación del ácido clorhídrico así producido requiere 46,2 mL de NaOH 0,1051 M para alcanzar el punto final. ¿Cuál es la fórmula empírica del cloruro de tungsteno negro? La fórmula empírica es WCl 4 . analito especies químicas de interés bureta dispositivo utilizado para el suministro preciso de volúmenes variables de líquido, como en un análisis de titulación análisis de combustión técnica gravimétrica utilizada para determinar la composición elemental de un compuesto mediante la recogida y el pesaje de sus productos de combustión gaseosa punto final volumen medido de solución titulante que produce el cambio en el aspecto de la solución de la muestra u otra propiedad esperada para la equivalencia estequiométrica (consulte punto de equivalencia ) punto de equivalencia volumen de solución titulante necesario para reaccionar completamente con el analito en un análisis de titulación; proporciona una cantidad estequiométrica de titulante para el analito de la muestra según la reacción de titulación análisis gravimétrico método de análisis químico cuantitativo que implica la separación de un analito de una muestra mediante un proceso físico o químico y la posterior medición de la masa del analito, del producto de la reacción y/o de la muestra indicador sustancia añadida a la muestra en un análisis de titulación para permitir la detección visual del punto final análisis cuantitativo la determinación de la cantidad o concentración de una sustancia en una muestra titulante solución que contiene una concentración conocida de sustancia que reaccionará con el analito en un análisis de titulación análisis de titulación método de análisis químico cuantitativo que consiste en medir el volumen de una solución reactiva necesario para reaccionar completamente con el analito en una muestra

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Introducción Al deslizar la cabeza de un fósforo por una superficie rugosa se inicia una reacción de combustión que produce energía en forma de calor y luz (créditos: modificación del trabajo de Laszlo Ilyes). Las reacciones químicas, como las que se producen al encender el fósforo, implican cambios tanto de energía como de materia. Las sociedades de todos los niveles de desarrollo no podrían funcionar sin la energía liberada por las reacciones químicas. En 2012, cerca del 85 % del consumo energético de los Estados Unidos procedía de la combustión de productos petrolíferos, carbón, madera y basura. Utilizamos esta energía para producir electricidad (38 %); para transportar alimentos, materias primas, productos manufacturados y personas (27 %); para la producción industrial (21 %); y para calentar y alimentar nuestros hogares y empresas (10 %). Administración de Información Energética de los EE. UU., Primary Energy Consumption by Source and Sector, 2012 , http://www.eia.gov/totalenergy/data/monthly/pdf/flow/css_2012_energy.pdf. Datos procedentes de la Administración de Información Energética de los EE. UU., Monthly Energy Review (enero de 2014). Si bien estas reacciones de combustión nos ayudan a satisfacer nuestras necesidades energéticas esenciales, la mayoría de la comunidad científica las reconoce asimismo como una de las causas principales del cambio climático global. También existen formas útiles de energía a partir de diversas reacciones químicas distintas de la combustión. Por ejemplo, la energía producida por las baterías de un teléfono móvil, un auto o una linterna es el resultado de reacciones químicas. Este capítulo presenta muchas de las ideas básicas necesarias para explorar las relaciones entre los cambios químicos y la energía, centrándose en la energía térmica.

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Conceptos básicos de energía Los cambios químicos y los cambios de energía que los acompañan son partes importantes de nuestro mundo cotidiano ( ). Los macronutrientes de los alimentos (proteínas, grasas y carbohidratos) sufren reacciones metabólicas que proporcionan la energía necesaria para que nuestro cuerpo funcione. Quemamos diversos combustibles (gasolina, gas natural, carbón) para producir energía para el transporte, la calefacción y la generación de electricidad. Las reacciones químicas industriales utilizan enormes cantidades de energía para producir materias primas (como el hierro y el aluminio). La energía se utiliza entonces para fabricar esas materias primas en productos útiles, como automóviles, rascacielos y puentes. La energía implicada en los cambios químicos es importante para nuestra vida cotidiana: (a) una hamburguesa con queso para el almuerzo proporciona la energía que necesita para pasar el resto del día; (b) la combustión de la gasolina proporciona la energía que mueve su automóvil (y a usted) entre la casa, el trabajo y la escuela; y (c) el coque, una forma procesada de carbón, proporciona la energía necesaria para convertir el mineral de hierro en hierro, que es esencial para fabricar muchos de los productos que utilizamos a diario (créditos: a: modificación del trabajo de "Pink Sherbet Photography"/Flickr; b: modificación del trabajo de Jeffery Turner). Más del 90% de la energía que utilizamos procede del Sol. Diariamente, el Sol envía a la Tierra casi 10.000 veces la cantidad de energía necesaria para satisfacer todas las necesidades energéticas del mundo ese día. Nuestro reto es encontrar formas de convertir y almacenar la energía solar entrante para poder utilizarla en reacciones o procesos químicos que sean convenientes y no contaminantes. Las plantas y muchas bacterias captan la energía solar mediante la fotosíntesis. Liberamos la energía almacenada en las plantas cuando quemamos madera o productos vegetales como el etanol. También utilizamos esta energía para alimentar nuestro cuerpo comiendo alimentos que provienen directamente de las plantas o de animales que obtuvieron su energía comiendo plantas. La quema de carbón y petróleo también libera la energía solar almacenada: estos combustibles son materia vegetal y animal fosilizada. En este capítulo se presentan las ideas básicas de una importante área de la ciencia que se ocupa de la cantidad de calor absorbida o liberada durante los cambios químicos y físicos, un área llamada termoquímica . Los conceptos introducidos en este capítulo se utilizan ampliamente en casi todos los campos científicos y técnicos. Los científicos de la alimentación los utilizan para determinar el contenido energético de los alimentos. Los biólogos estudian la energía de los organismos vivos, como la combustión metabólica del azúcar en dióxido de carbono y agua. Las industrias del petróleo, el gas y el transporte, los proveedores de energías renovables y muchos otros se esfuerzan por encontrar mejores métodos para producir energía para nuestras necesidades comerciales y personales. Los ingenieros se esfuerzan por mejorar la eficiencia energética, encontrar mejores formas de calentar y enfriar nuestros hogares, refrigerar nuestros alimentos y bebidas y satisfacer las necesidades de energía y refrigeración de las computadoras y la electrónica, entre otras aplicaciones. Entender los principios termoquímicos es esencial para químicos, físicos, biólogos, geólogos, todo tipo de ingenieros y casi cualquier persona que estudie o haga cualquier tipo de ciencia. Energía La energía puede definirse como la capacidad de suministrar calor o realizar un trabajo. Un tipo de trabajo ( w ) es el proceso de hacer que la materia se mueva contra una fuerza opuesta. Por ejemplo, cuando inflamos un neumático de bicicleta realizamos un trabajo: movemos la materia (el aire de la bomba) contra la fuerza opuesta del aire que ya está en el neumático. Al igual que la materia, la energía se presenta en diferentes tipos. Un esquema clasifica la energía en dos tipos: la energía potencial , que es la que tiene un objeto debido a su posición, composición o condición relativa, y la energía cinética , que es la que posee un objeto debido a su movimiento. El agua en la cima de una cascada o una presa tiene energía potencial debido a su posición; cuando fluye hacia abajo a través de los generadores, tiene energía cinética que puede ser utilizada para trabajar y producir electricidad en una planta hidroeléctrica ( ). Una batería tiene energía potencial porque las sustancias químicas que contiene pueden producir electricidad que puede realizar un trabajo. (a) El agua a mayor altura, por ejemplo, en la cima de las cataratas Victoria, tiene una energía potencial mayor que el agua a menor altura. A medida que el agua cae, parte de su energía potencial se convierte en energía cinética. (b) Si el agua fluye a través de generadores en el fondo de una presa, como la presa Hoover que se muestra aquí, su energía cinética se convierte en energía eléctrica (créditos: a: modificación del trabajo de Steve Jurvetson; b: modificación del trabajo de "curimedia"/Wikimedia commons). La energía puede convertirse de una forma a otra, pero toda la energía presente, antes de que se produzca un cambio, siempre existe de alguna forma después de que se complete el cambio. Esta observación se expresa en la ley de conservación de la energía: durante un cambio físico o químico, la energía no puede crearse ni destruirse, aunque sí puede cambiar de forma. (Esta es también una versión de la primera ley de termodinámica, como aprenderá más adelante). Cuando una sustancia se convierte en otra, siempre hay una conversión asociada de una forma de energía en otra. Por lo general, el calor se libera o se absorbe, pero a veces la conversión implica luz, energía eléctrica o alguna otra forma de energía. Por ejemplo, la energía química (un tipo de energía potencial) se almacena en las moléculas que componen la gasolina. Cuando la gasolina se quema en los cilindros del motor de un automóvil, los productos gaseosos de esta reacción química, que se expanden rápidamente, generan energía mecánica (un tipo de energía cinética) cuando mueven los pistones de los cilindros. Según la ley de conservación de la materia (vista en un capítulo anterior), no hay un cambio detectable en la cantidad total de materia durante un cambio químico. Cuando se producen reacciones químicas, los cambios de energía son relativamente modestos y los cambios de masa son demasiado pequeños para medirlos, por lo que las leyes de conservación de la materia y la energía se mantienen. Sin embargo, en las reacciones nucleares, los cambios de energía son mucho mayores (en factores de un millón o más), los cambios de masa son medibles y las conversiones materia-energía son significativas. Esto se examinará con más detalle en un capítulo posterior sobre la química nuclear. Energía térmica, temperatura y calor La energía térmica es la energía cinética asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. La temperatura es una medida cuantitativa de "calor" o "frío". Cuando los átomos y las moléculas de un objeto se mueven o vibran rápidamente, tienen una energía cinética (Kinetic Energy, KE) media más alta y decimos que el objeto está "caliente". Cuando los átomos y las moléculas se mueven lentamente, tienen una KE media más bajo y decimos que el objeto está "frío" ( ). Suponiendo que no se produzca ninguna reacción química o cambio de fase (como la fusión o la vaporización), el aumento de la cantidad de energía térmica en una muestra de materia hará que su temperatura aumente. Y, suponiendo que no se produzca ninguna reacción química o cambio de fase (como la condensación o la congelación), la disminución de la cantidad de energía térmica en una muestra de materia hará que su temperatura disminuya. (a) Las moléculas de una muestra de agua caliente se mueven más rápidamente que (b) las de una muestra de agua fría. Presione en esta simulación interactiva para ver los efectos de la temperatura en el movimiento molecular. La mayoría de las sustancias se expanden al aumentar su temperatura y se contraen al disminuirla. Esta propiedad puede utilizarse para medir los cambios de temperatura, como se muestra en la . El funcionamiento de muchos termómetros depende de la expansión y contracción de las sustancias en respuesta a los cambios de temperatura. (a) En un termómetro de alcohol o mercurio, el líquido (teñido de rojo para que sea visible) se expande cuando se calienta y se contrae cuando se enfría, mucho más que el tubo de vidrio que contiene el líquido. (b) En un termómetro bimetálico, dos metales diferentes (como el latón y el acero) forman una tira de dos capas. Cuando se calienta o se enfría, uno de los metales (el latón) se expande o se contrae más que el otro (el acero), lo que hace que la cinta se enrolle o se desenrolle. Ambos tipos de termómetros tienen una escala calibrada que indica la temperatura (créditos a: modificación del trabajo de “dwstucke”/Flickr). La siguiente demostración permite ver los efectos del calentamiento y el enfriamiento de una tira bimetálica enrollada. El calor ( q ) es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos a diferentes temperaturas. El flujo de calor (término redundante, pero de uso común) aumenta la energía térmica de un cuerpo y disminuye la del otro. Supongamos que tenemos inicialmente una sustancia de alta temperatura (y alta energía térmica) (H) y una sustancia de baja temperatura (y baja energía térmica) (L). Los átomos y moléculas de H tienen una KE media mayor que los de L. Si ponemos la sustancia H en contacto con la sustancia L, la energía térmica fluirá espontáneamente de la sustancia H a la sustancia L. La temperatura de la sustancia H disminuirá, al igual que la KE media de sus moléculas; la temperatura de la sustancia L aumentará, junto con la KE media de sus moléculas. El flujo de calor continuará hasta que las dos sustancias estén a la misma temperatura ( ). (a) Las sustancias H y L están inicialmente a temperaturas diferentes y sus átomos tienen energías cinéticas medias distintas. (b) Cuando entran en contacto, las colisiones entre las moléculas dan lugar a la transferencia de energía cinética (térmica) de la materia más caliente a la más fría. (c) Los dos objetos alcanzan el "equilibrio térmico" cuando ambas sustancias están a la misma temperatura y sus moléculas tienen la misma energía cinética media. Presione en la simulación PhET para explorar las formas y los cambios de la energía. Visite la pestaña Sistemas de energía para crear combinaciones de fuentes de energía, métodos de transformación y resultados. Presione en los símbolos de energía para visualizar la transferencia de energía. La materia que sufre reacciones químicas y cambios físicos puede liberar o absorber calor. Un cambio que libera calor se llama proceso exotérmico . Por ejemplo, la reacción de combustión que se produce al utilizar un soplete oxiacetilénico es un proceso exotérmico; este proceso también libera energía en forma de luz, tal y como demuestra la llama del soplete ( ). Una reacción o cambio que absorbe calor es un proceso endotérmico . Una compresa fría utilizada para tratar las distensiones musculares es un ejemplo de proceso endotérmico. Cuando las sustancias de la compresa fría (agua y una sal como el nitrato de amonio) se juntan, el proceso resultante absorbe el calor, lo que provoca la sensación de frío. (a) Un soplete oxiacetilénico produce calor por la combustión de acetileno en oxígeno. La energía liberada por esta reacción exotérmica calienta y luego funde el metal que se corta. Las chispas son pequeños trozos del metal fundido que salen volando. (b) Una bolsa fría utiliza un proceso endotérmico para crear la sensación de frío (créditos a: modificación del trabajo de "Skatebiker"/Wikimedia commons). Históricamente, la energía se medía en unidades de calorías (cal) . Una caloría es la cantidad de energía necesaria para elevar un gramo de agua 1 grado C (1 kelvin). Sin embargo, esta cantidad depende de la presión atmosférica y de la temperatura inicial del agua. La facilidad para medir los cambios energéticos en calorías ha hecho que la caloría se siga utilizando con frecuencia. La Caloría (con C mayúscula), o caloría grande, utilizada habitualmente para cuantificar el contenido energético de los alimentos, es una kilocaloría. La unidad SI de calor, trabajo y energía es el julio. Un julio (J) se define como la cantidad de energía utilizada cuando una fuerza de 1 newton mueve un objeto 1 metro. Se llama así en honor al físico inglés James Prescott Joule. Un julio equivale a 1 kg m 2 /s 2 , que también se denomina 1 newton-metro. Un kilojulio (kJ) equivale a 1.000 julios. Para normalizar su definición, se ha establecido que 1 caloría equivale a 4,184 julios. Ahora introducimos dos conceptos útiles para describir el flujo de calor y el cambio de temperatura. La capacidad calorífica ( C ) de un cuerpo de materia es la cantidad de calor ( q ) que absorbe o libera cuando experimenta un cambio de temperatura (Δ T ) de 1 grado Celsius (o, equivalentemente, 1 kelvin): C = q Δ T La capacidad calorífica viene determinada tanto por el tipo como por la cantidad de sustancia que absorbe o libera calor. Se trata, pues, de una propiedad extensiva: su valor es proporcional a la cantidad de la sustancia. Por ejemplo, considere la capacidad calorífica de dos sartenes de hierro fundido. La capacidad calorífica de la sartén grande es cinco veces mayor que la de la sartén pequeña porque, aunque ambas están hechas del mismo material, la masa de la sartén grande es cinco veces mayor que la de la sartén pequeña. Más masa significa que hay más átomos en la sartén más grande, por lo que se necesita más energía para hacer que todos esos átomos vibren más rápido. La capacidad calorífica de la sartén pequeña de hierro fundido se observa que se necesita 18 150 J de energía para elevar la temperatura de la sartén en 50,0 °C: C sartén pequeña = 18 140 J 50,0 °C = 363 J/°C La sartén más grande de hierro fundido, aunque está hecha de la misma sustancia, requiere 90 700 J de energía para elevar su temperatura en 50,0 °C. La sartén más grande tiene una capacidad térmica (proporcionalmente) mayor porque la mayor cantidad de material requiere una cantidad (proporcionalmente) mayor de energía para producir el mismo cambio de temperatura: C sartén grande = 90 700 J 50,0 °C = 1.814 J/°C La capacidad calorífica específica ( c ) de una sustancia, comúnmente llamada "calor específico", es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de una sustancia en 1 grado Celsius (o 1 kelvin): c = q m Δ T La capacidad calorífica específica depende únicamente del tipo de sustancia que absorbe o desprende calor. Es una propiedad intensiva: lo único que importa es el tipo, pero no la cantidad, de la sustancia. Por ejemplo, la sartén pequeña de hierro fundido tiene una masa de 808 g. Por lo tanto, el calor específico del hierro (el material utilizado para fabricar la sartén) es: c hierro = 18 140 J ( 808 g ) ( 50,0 °C ) = 0,449 J/g °C La sartén grande tiene una masa de 4040 g. Utilizando los datos de esta sartén, también podemos calcular el calor específico del hierro: c hierro = 90 700 J ( 4040 g ) ( 50,0 °C ) = 0,449 J/g °C Aunque la sartén grande tiene más masa que la pequeña, como ambas están hechas del mismo material, ambas dan el mismo valor de calor específico (para el material de construcción, el hierro). Observe que el calor específico se mide en unidades de energía por temperatura y por masa y es una propiedad intensiva, ya que se deriva de un cociente de dos propiedades extensivas (calor y masa). La capacidad calorífica molar, también una propiedad intensiva, es la capacidad calorífica por mol de una determinada sustancia y tiene unidades de J/mol °C ( ). Debido a su mayor masa, una sartén grande tiene una mayor capacidad calorífica que una sartén pequeña. Como están hechas del mismo material, ambas sartenes tienen el mismo calor específico (créditos: Mark Blaser) El agua tiene un calor específico relativamente alto (unos 4,2 J/g °C para el líquido y 2,09 J/g °C para el sólido); la mayoría de los metales tienen calores específicos mucho más bajos (normalmente menos de 1 J/g °C). El calor específico de una sustancia varía un poco con la temperatura. Sin embargo, esta variación suele ser lo suficientemente pequeña como para que tratemos el calor específico como constante en el rango de temperaturas que se considerará en este capítulo. Los calores específicos de algunas sustancias comunes se enumeran en la . Calores específicos de sustancias comunes a 25 °C y 1 bar Sustancia Símbolo ( estado ) Calor específico (J/g °C) helio He ( g ) 5,193 agua H 2 O( l ) 4,184 etanol C 2 H 6 O( l ) 2,376 hielo H 2 O( s ) 2,093 (a -10 °C) vapor de agua H 2 O( g ) 1,864 nitrógeno N 2 ( g ) 1,040 aire 1,007 oxígeno O 2 ( g ) 0,918 aluminio Al( s ) 0,897 dióxido de carbono CO 2 ( g ) 0,853 argón Ar( g ) 0,522 hierro Fe( s ) 0,449 cobre Cu( s ) 0,385 plomo Pb( s ) 0,130 oro Au( s ) 0,129 silicio Si( s ) 0,712 Si conocemos la masa de una sustancia y su calor específico, podemos determinar la cantidad de calor, q , que entra o sale de la sustancia midiendo el cambio de temperatura antes y después de ganar o perder calor: q = ( calor específico ) × ( masa de sustancia ) × ( cambio de temperatura ) q = c × m × Δ T = c × m × ( T final – T inicial ) En esta ecuación, c es el calor específico de la sustancia, m es su masa y Δ T (que se lee "delta T") es el cambio de temperatura, T final − T inicial . Si una sustancia gana energía térmica, su temperatura aumenta, su temperatura final es mayor que su temperatura inicial, T final − T inicial tiene un valor positivo, y el valor de q es positivo. Si una sustancia pierde energía térmica, su temperatura disminuye, la temperatura final es menor que la inicial, T final − T inicial tiene un valor negativo, y el valor de q es negativo. Medición del calor Un matraz con 8,0 × 10 2 g de agua se calienta y la temperatura del agua aumenta de 21 °C a 85 °C. ¿Cuánto calor ha absorbido el agua? Solución Para responder esta pregunta considere estos factores: El calor específico de la sustancia que se calienta (en este caso, el agua). La cantidad de sustancia que se calienta (en este caso, 8,0 × 10 2 g). La magnitud del cambio de temperatura (en este caso, de 21 °C a 85 °C). El calor específico del agua es de 4,184 J/g °C, por lo que para calentar 1 g de agua 1 °C se necesitan 4,184 J. Observamos que como se necesitan 4,184 J para calentar 1 g de agua 1 °C, necesitaremos 800 veces más para calentar 8,0 × 10 2 g de agua 1 °C. Finalmente, observamos que como se necesitan 4,184 J para calentar 1 g de agua 1 °C, necesitaremos 64 veces más para calentarla 64 °C (es decir, de 21 °C a 85 °C). Esto se puede resumir con la ecuación: q = c × m × Δ T = c × m × ( T final – T inicial ) = ( 4,184 J/ g °C ) × ( 8,0 x 10 2 g ) × ( 85 – 21 ) °C = ( 4,184 J/ g ° C ) × ( 8,0 x 10 2 g ) × ( 64 ) ° C = 210 000 J ( = 2,1 × 10 2 kJ ) Como la temperatura aumentó, el agua absorbió calor y q es positivo. Compruebe lo aprendido ¿Cuánto calor, en julios, hay que añadir a una sartén de hierro de 502 g para aumentar su temperatura de 25 °C a 250 °C? El calor específico del hierro es de 0,449 J/g °C. Respuesta: 5,07 × 10 4 J Tenga en cuenta que la relación entre el calor, el calor específico, la masa y el cambio de temperatura puede utilizarse para determinar cualquiera de estas cantidades (no solo el calor) si se conocen las otras tres o se pueden deducir. Determinación de otras cantidades Un trozo de metal desconocido pesa 348 g. Cuando la pieza de metal absorbe 6,64 kJ de calor, su temperatura aumenta de 22,4 °C a 43,6 °C. Determine el calor específico de este metal (lo que podría proporcionar una pista sobre su identidad). Solución Dado que se conocen la masa, el calor y el cambio de temperatura de este metal, podemos determinar su calor específico utilizando la relación: q = c × m × Δ T = c × m × ( T final – T inicial ) Sustituyendo los valores conocidos: 6640 J = c × ( 348 g ) × ( 43,6 – 22,4 ) °C Resolver: c = 6640 J ( 348 g ) × ( 21,2 °C ) = 0,900 J/g °C Comparando este valor con los valores de la , este valor coincide con el calor específico del aluminio, lo que sugiere que el metal desconocido puede ser aluminio. Compruebe lo aprendido Un trozo de metal desconocido pesa 217 g. Cuando la pieza de metal absorbe 1,43 kJ de calor, su temperatura aumenta de 24,5 °C a 39,1 °C. Determine el calor específico de este metal y prediga su identidad. Respuesta: c = 0,451 J/g °C; es probable que el metal sea hierro Centrales de energía térmica solar La luz solar que llega a la Tierra contiene miles de veces más energía de la que actualmente captamos. Los sistemas solares térmicos ofrecen una posible solución al problema de convertir la energía del sol en energía que podamos utilizar. Las plantas termosolares a gran escala tienen diferentes características de diseño, pero todas concentran la luz solar para calentar alguna sustancia; el calor "almacenado" en esa sustancia se convierte entonces en electricidad. La estación generadora de Solana, en el desierto de Sonora (Arizona), produce 280 megavatios de potencia eléctrica. Utiliza espejos parabólicos que enfocan la luz solar en tubos llenos de un fluido de transferencia de calor (Heat Transfer Fluid, HTF) ( ). Los HTF hacen entonces dos cosas: Convierten el agua en vapor, que hace girar las turbinas, que a su vez producen electricidad y funden y calientan una mezcla de sales, que funciona como sistema de almacenamiento de energía térmica. Cuando se pone el Sol, la mezcla de sales fundidas puede liberar suficiente calor almacenado para producir vapor y hacer funcionar las turbinas durante 6 horas. Las sales fundidas se utilizan porque poseen una serie de propiedades beneficiosas, entre las que se incluyen altas capacidades térmicas y conductividades térmicas. Esta planta termosolar utiliza espejos cilindro-parabólicos para concentrar la luz solar (créditos a: modificación del trabajo del Bureau of Land Management). El sistema de generación solar Ivanpah, de 377 megavatios, situado en el desierto de Mojave (California), es la mayor central termosolar del mundo ( ). Sus 170.000 espejos enfocan enormes cantidades de luz solar en tres torres llenas de agua, produciendo vapor a más de 538 °C que impulsa las turbinas productoras de electricidad. Produce suficiente energía para alimentar 140.000 hogares. El agua se utiliza como fluido de trabajo debido a su gran capacidad térmica y calor de vaporización. (a) La planta termosolar de Ivanpah utiliza 170.000 espejos para concentrar la luz solar en torres llenas de agua. (b) Cubre 4.000 acres de terreno público cerca del desierto de Mojave y de la frontera entre California y Nevada (créditos: a: modificación del trabajo de Craig Dietrich; b: modificación del trabajo de "USFWS Pacific Southwest Region"/Flickr). Conceptos clave y resumen La energía es la capacidad de suministrar calor o realizar un trabajo (aplicar una fuerza para mover la materia). La energía cinética (Kinetic Energy, KE) es la energía del movimiento; la energía potencial es la energía debida a la posición relativa, la composición o el estado. Cuando la energía se convierte de una forma a otra, no se crea ni se destruye (ley de conservación de la energía o primera ley de termodinámica). La energía térmica de la materia se debe a las energías cinéticas de los átomos o moléculas que la componen. La temperatura es una propiedad intensiva de la materia que refleja el calor o el frío y que aumenta a medida que aumenta la energía cinética media. El calor es la transferencia de energía térmica entre objetos a diferentes temperaturas. Los procesos químicos y físicos pueden absorber calor (endotérmico) o liberarlo (exotérmico). La unidad SI de energía, calor y trabajo es el julio (J). El calor específico y la capacidad calorífica son medidas de la energía necesaria para cambiar la temperatura de una sustancia u objeto. La cantidad de calor absorbida o liberada por una sustancia depende directamente del tipo de sustancia, de su masa y del cambio de temperatura que experimenta. Ecuaciones clave q = c × m × Δ T = c × m × ( T final – T inicial ) Ejercicios de química del final del capítulo Una cerilla encendida y una hoguera pueden tener la misma temperatura, pero no se sentaría alrededor de una cerilla encendida en una tarde de otoño para entrar en calor. ¿Por qué no? La temperatura de 1 gramo de madera ardiendo es aproximadamente la misma tanto para una cerilla como para una hoguera. Es una propiedad intensiva y depende del material (madera). Sin embargo, la cantidad total de calor producido depende de la cantidad de material; se trata de una propiedad extensiva. La cantidad de madera de una hoguera es mucho mayor que la de una cerilla; la cantidad total de calor producida también es mucho mayor, por lo que podemos sentarnos alrededor de una hoguera para mantenernos calientes, pero una cerilla no proporcionaría el calor suficiente para evitar que nos enfriemos. Prepare una tabla que identifique varias transiciones energéticas que tienen lugar durante el funcionamiento típico de un automóvil. Explique la diferencia entre capacidad calorífica y calor específico de una sustancia. La capacidad térmica se refiere al calor necesario para elevar la temperatura de la masa de la sustancia 1 grado; el calor específico se refiere al calor necesario para elevar la temperatura de 1 gramo de la sustancia 1 grado. Así, la capacidad calorífica es una propiedad extensiva, y el calor específico es una propiedad intensiva. Calcule la capacidad calorífica, en julios y en calorías por grado, de lo siguiente: (a) 28,4 g de agua (b) 1,00 onzas de plomo Calcule la capacidad calorífica, en julios y en calorías por grado, de lo siguiente: (a) 45,8 g de gas nitrógeno (b) 1,00 libra de aluminio metálico (a) 47,6 J/°C; 11,38 cal °C −1 ; (b) 407 J/°C; 97,3 cal °C −1 ¿Cuánto calor, en julios y en calorías, debe añadirse a un bloque de hierro de 75,0 g con un calor específico de 0,449 J/g °C para aumentar su temperatura de 25 °C a su temperatura de fusión de 1535 °C? ¿Cuánto calor, en julios y en calorías, se necesita para calentar un cubito de hielo de 28,4 g (1 onza) de −23,0 °C a −1,0 °C? 1310 J; 313 cal ¿Cuánto aumentaría la temperatura de 275 g de agua si se añadieran 36,5 kJ de calor? Si se añaden 14,5 kJ de calor a 485 g de agua líquida, ¿cuánto aumentaría su temperatura? 7,15 °C Un trozo de sustancia desconocida pesa 44,7 g y necesita 2110 J para aumentar su temperatura de 23,2 °C a 89,6 °C. (a) ¿Cuál es el calor específico de la sustancia? (b) Si es una de las sustancias que se encuentran en la , ¿cuál es su identidad probable? Un trozo de sustancia sólida desconocida pesa 437,2 g y necesita 8460 J para aumentar su temperatura de 19,3 °C a 68,9 °C. (a) ¿Cuál es el calor específico de la sustancia? (b) Si es una de las sustancias que se encuentran en la , ¿cuál es su identidad probable? (a) 0,390 J/g °C; (b) El cobre es un candidato probable. Una tetera de aluminio pesa 1,05 kg. (a) ¿Cuál es la capacidad calorífica de la tetera? (b) ¿Cuánto calor se necesita para aumentar la temperatura de esta tetera de 23,0 °C a 99,0 °C? (c) ¿Cuánto calor se necesita para calentar esta tetera de 23,0 °C a 99,0 °C si contiene 1,25 L de agua (densidad de 0,997 g/mL y un calor específico de 4,184 J/g °C)? La mayoría de las personas encuentran incómodas las camas de agua a menos que la temperatura del agua se mantenga a unos 85 °F. A menos que se caliente, una cama de agua que contiene 892 L de agua se enfría de 85 °F a 72 °F en 24 horas. Calcule la cantidad de energía eléctrica necesaria durante 24 horas, en kWh, para que la cama no se enfríe. Tenga en cuenta que 1 kilovatio-hora (kWh) = 3,6 × 10 6 J, y se supone que la densidad del agua es de 1,0 g/mL (independiente de la temperatura). ¿Qué otras suposiciones ha hecho? ¿Cómo afectaron a su resultado calculado (es decir, si es probable que produzcan errores "positivos" o "negativos")? Suponemos que la densidad del agua es de 1,0 g/cm 3 (1 g/mL) y que se necesita tanta energía para mantener el agua a 85 °F como para calentarla de 72 °F a 85 °F. También suponemos que solo se va a calentar el agua. Energía necesaria = 7,47 kWh caloría (cal) unidad de calor u otra energía; la cantidad de energía necesaria para elevar 1 gramo de agua en 1 grado Celsius; 1 cal se define como 4,184 J proceso endotérmico reacción química o cambio físico que absorbe calor energía capacidad de suministrar calor o realizar trabajo proceso exotérmico reacción química o cambio físico que libera calor calor ( q ) transferencia de energía térmica entre dos cuerpos capacidad calorífica ( C ) propiedad extensiva de un cuerpo de materia que representa la cantidad de calor necesaria para aumentar su temperatura en 1 grado Celsius (o 1 kelvin) julio (J) unidad de energía del SI; 1 julio es la energía cinética de un objeto con una masa de 2 kilogramos que se mueve con una velocidad de 1 metro por segundo, 1 J = 1 kg m 2 /s y 4,184 J = 1 cal energía cinética energía de un cuerpo en movimiento, en julios, igual a 1 2 m v 2 (donde m = masa y v = velocidad) energía potencial energía de una partícula o sistema de partículas derivada de la posición relativa, la composición o la condición capacidad calorífica específica ( c ) propiedad intensiva de una sustancia que representa la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de la sustancia en 1 grado Celsius (o 1 kelvin) temperatura propiedad intensiva de la materia que es una medida cuantitativa de "calor" y "frío" energía térmica energía cinética asociada al movimiento aleatorio de átomos y moléculas termoquímica estudio de la medición de la cantidad de calor absorbida o liberada durante una reacción química o un cambio físico trabajo ( w ) transferencia de energía debida a cambios en variables externas macroscópicas, como la presión y el volumen, o que hace que la materia se mueva contra una fuerza opuesta

Ciencia


Calorimetría 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. 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). Un calorímetro es un dispositivo que se utiliza para medir la cantidad de calor que interviene en un proceso químico o físico. Por ejemplo, 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 ( ). El cambio de temperatura, junto con el calor específico y la masa de la solución, puede utilizarse entonces para calcular la cantidad de calor implicada en ambos casos. En una determinación calorimétrica, o bien (a) se produce un proceso exotérmico y el calor, q , es negativo, lo que indica que la energía térmica se transfiere del sistema a su entorno, o bien (b) se produce un proceso endotérmico y el calor, q , es positivo, lo que indica que la energía térmica se transfiere del entorno al sistema. Las mediciones de calorimetría son importantes para comprender las transferencias de calor en las reacciones en las que intervienen desde proteínas microscópicas hasta máquinas masivas. Durante su estancia en la Oficina Nacional de Estándares, la química investigadora Reatha Clark King realizó experimentos calorimétricos para conocer los calores precisos de varios compuestos del flúor. Su trabajo fue importante para la NASA en su búsqueda de mejores combustibles para cohetes. 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 ( ). Estos calorímetros de "taza de café", fáciles de usar, permiten un mayor intercambio de calor con el entorno exterior y, por tanto, producen valores energéticos menos precisos. Se puede construir un sencillo calorímetro con dos vasos de poliestireno. Un termómetro y un agitador se extienden a través de la tapa en la mezcla de reacción. 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. Los calorímetros más caros utilizados para la industria y la investigación suelen tener un recipiente de reacción bien aislado y completamente cerrado, un mecanismo de agitación motorizado y un sensor de temperatura más preciso ( ). Los calorímetros de solución comerciales van desde (a) modelos sencillos y económicos para uso de estudiantes hasta (b) modelos caros y más precisos para la industria y la investigación. Antes de hablar de la calorimetría de las reacciones químicas, consideremos un ejemplo más sencillo que ilustra la idea central de la calorimetría. 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. En estas circunstancias ideales, el cambio de calor neto es cero: q sustancia M + q sustancia W = 0 Esta relación puede reordenarse para mostrar que el calor ganado por la sustancia M es igual al calor perdido por la sustancia W: q sustancia M = – q sustancia W La magnitud del calor (cambio) es, por tanto, la misma para ambas sustancias y el signo negativo se limita a mostrar que q sustancia M y q sustancia 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). En la situación concreta descrita, q sustancia M es un valor negativo y q sustancia W es positivo, ya que el calor se transfiere de M a W. En un proceso de calorimetría simple, (a) el calor, q , se transfiere del metal caliente, M, al agua fría, W, hasta que (b) ambos están a la misma temperatura. Transferencia de calor entre sustancias a diferentes temperaturas 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). Solución 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. Suponiendo que toda la transferencia de calor se produjera entre la barra de refuerzo y el agua, sin que se "pierda" calor con el entorno exterior, entonces el calor cedido por la barra de refuerzo = −el calor absorbido por el agua , o: q barra de refuerzo = – q agua Como sabemos que el calor está relacionado con otras magnitudes medibles, tenemos: ( c × m × Δ T ) barra de refuerzo = −( c × m × Δ T ) agua Suponiendo que f = final e i = inicial, en forma expandida, esto se convierte en: c barra de refuerzo × m barra de refuerzo × ( T f,barra de refuerzo – T i,barra de refuerzo ) = – c agua × m agua × ( T f,agua – T i,agua ) La densidad del agua es de 1,0 g/mL, por lo que 425 mL de agua = 425 g. Observando que la temperatura final de la barra de refuerzo y del agua es de 42,7 °C, sustituyendo los valores conocidos se obtiene: ( 0,449 J/g °C ) ( 360,0 g ) ( 42,7 °C – T i,barra de refuerzo ) = – ( 4,184 J/g °C ) ( 425 g ) ( 42,7 °C – 24,0 °C ) T i,barra de refuerzo = ( 4,184 J/g °C ) ( 425 g ) ( 42,7 °C – 24,0 °C ) ( 0,449 J/g °C ) ( 360,0 g ) + 42,7 °C Resolviendo esto se obtiene T i,barra de refuerzo = 248 °C, por lo que la temperatura inicial de la barra de refuerzo era de 248 °C. Compruebe lo aprendido 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. Supongamos que toda la transferencia de calor se produce entre el cobre y el agua. Respuesta: La temperatura inicial del cobre era de 335,6 °C. Compruebe lo aprendido Un trozo de cobre de 248 g inicialmente a 314 °C se deja caer en 390 mL de agua inicialmente a 22,6 °C. Suponiendo que toda la transferencia de calor se produce entre el cobre y el agua, calcule la temperatura final. Respuesta: La temperatura final (alcanzada por el cobre y el agua) es de 38,7 °C. Este método también puede utilizarse para determinar otras cantidades, como el calor específico de un metal desconocido. Identificación de un metal mediante la medición del calor específico 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. Utilice este resultado para identificar el metal. Solución Suponiendo una transferencia de calor perfecta, el calor cedido por el metal = -el calor absorbido por el agua , o: q metal = – q agua En forma ampliada, esto es: c metal × m metal × ( T f,metal – T i, metal ) = – c agua × m agua × ( T f,agua – T i,agua ) Observando que como el metal estaba sumergido en agua hirviendo, su temperatura inicial era de 100,0 °C; y que para el agua, 60,0 mL = 60,0 g; tenemos: ( c metal ) ( 59,7 g ) ( 28,5 °C – 100,0 °C ) = −( 4,18 J/g °C ) ( 60,0 g ) ( 28,5 °C – 22,0 °C ) Resolviendo esto: c metal = – ( 4,184 J/g °C ) ( 60,0 g ) ( 6,5 °C ) ( 59,7 g ) ( -71,5 °C ) = 0,38 J/g °C Comparando esto con los valores de la , nuestro calor específico experimental es el más cercano al valor del cobre (0,39 J/g °C), por lo que identificamos el metal como cobre. Compruebe lo aprendido 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. (Nota: Debería comprobar que el calor específico se aproxima al de dos metales diferentes. Explique cómo puede determinar con seguridad la identidad del metal). Respuesta: c metal = 0,13 J/g °C 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. Sin embargo, la observación de que el metal es plateado/gris, además del valor del calor específico, indica que el metal es plomo. Cuando utilizamos la calorimetría para determinar el calor involucrado en una reacción química, se aplican los mismos principios que hemos estado discutiendo. La cantidad de calor absorbida por el calorímetro suele ser lo suficientemente pequeña como para poder despreciarla (aunque no para realizar mediciones muy precisas, como se verá más adelante), y el calorímetro minimiza el intercambio de energía con el entorno exterior. Como la energía no se crea ni se destruye durante una reacción química, el calor producido o consumido en la reacción (el "sistema"), q reacción , más el calor absorbido o perdido por la solución (el "entorno"), q solución , deben sumar cero: q reacción + q solución = 0 Esto significa que la cantidad de calor producida o consumida en la reacción es igual a la cantidad de calor absorbida o perdida por la solución: q reacción = – q solución Este concepto se encuentra en el corazón de todos los problemas y cálculos de calorimetría. Calor producido por una reacción exotérmica 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. ¿Cuál es la cantidad aproximada de calor producida por esta reacción? HCl ( a q ) + NaOH ( a q ) ⟶ NaCl ( a q ) + H 2 O ( l ) Solución Para visualizar lo que ocurre, imagine que puede combinar las dos soluciones tan rápidamente que no se produce ninguna reacción mientras se mezclan; luego, tras la mezcla, se produce la reacción. En el momento de la mezcla, se tienen 100,0 mL de una mezcla de HCl y NaOH a 22,0 °C. El HCl y el NaOH no reaccionan entonces hasta que la temperatura de la solución alcanza los 28,9 °C. El calor desprendido por la reacción es igual al absorbido por la solución. Por lo tanto: q reacción = – q solución (Es importante recordar que esta relación solo se mantiene si el calorímetro no absorbe ningún calor de la reacción y no hay intercambio de calor entre el calorímetro y el entorno exterior.) A continuación, sabemos que el calor absorbido por la solución depende de su calor específico, de la masa y del cambio de temperatura: q solución = ( c × m × Δ T ) solución Para proceder a este cálculo, tenemos que hacer algunas suposiciones o aproximaciones más razonables. 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 × 10 2 g (dos cifras significativas). 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. Sustituyendo estos valores se obtiene: q solución = ( 4,184 J/g °C ) ( 1,0 × 10 2 g ) ( 28,9 °C – 22,0 °C ) = 2,9 × 10 3 J Finalmente, como estamos tratando de encontrar el calor de la reacción, tenemos: q reacción = – q solución = -2,9 × 10 3 J El signo negativo indica que la reacción es exotérmica. Produce 2,9 kJ de calor. Compruebe lo aprendido Cuando se mezclan 100 mL de NaCl( aq ) 0,200 M y 100 mL de AgNO 3 ( aq ) 0,200 M, ambos a 21,9 °C, en un calorímetro de taza de café, la temperatura aumenta a 23,5 °C al formarse AgCl sólido. ¿Cuánto calor se produce en esta reacción de precipitación? ¿Qué suposiciones ha hecho para determinar su valor? Respuesta: 1,34 × 1,3 kJ; se supone que el calorímetro no absorbe calor, que no se intercambia calor entre el calorímetro y su entorno, y que el calor específico y la masa de la solución son los mismos que los del agua. Termoquímica de los calentadores de manos Cuando trabaja o juega al aire libre en un día frío, puede usar un calentador de manos para calentarlas ( ). Un calentador de manos reutilizable común contiene una solución sobresaturada de NaC 2 H 3 O 2 (acetato de sodio) y un disco metálico. Al doblar el disco se crean sitios de nucleación alrededor de los cuales el NaC 2 H 3 O 2 metaestable cristaliza rápidamente (en un capítulo posterior sobre soluciones se investigará la saturación y sobresaturación con más detalle). El proceso NaC 2 H 3 O 2 ( a q ) ⟶ NaC 2 H 3 O 2 ( s ) es exotérmico, y el calor producido por este proceso es absorbido por sus manos, calentándolas así (al menos durante un rato). Si el calentador de manos se recalienta, el NaC 2 H 3 O 2 se redisuelve y puede reutilizarse. Los calentadores de manos químicos producen calor que calienta la mano en un día frío. En esta, se puede ver el disco metálico que inicia la reacción de precipitación exotérmica (créditos: modificación del trabajo de Science Buddies TV/YouTube). Otro calentador de manos común produce calor cuando se abre, exponiendo el hierro y el agua del calentador de manos al oxígeno del aire. Una versión simplificada de esta reacción exotérmica es 2 Fe ( s ) + 3 2 O 2 ( g ) ⟶ Fe 2 O 3 ( s ) La sal en el calentador de manos cataliza la reacción, por lo que produce calor más rápidamente; la celulosa, la vermiculita y el carbón activado ayudan a distribuir el calor uniformemente. Otros tipos de calentadores de manos utilizan líquido para encendedores (un catalizador de platino ayuda a que el líquido para encendedores se oxide exotérmicamente), carbón vegetal (el carbón vegetal se oxida en un caso especial) o unidades eléctricas que producen calor pasando una corriente eléctrica desde una batería a través de cables resistivos. Este enlace muestra la reacción de precipitación que se produce al flexionar el disco de un calentador de manos químico. Flujo de calor en una bolsa de hielo instantánea Cuando el nitrato de amonio sólido se disuelve en agua, la solución se enfría. Esta es la base de una "bolsa de hielo instantáneo" ( ). Cuando 3,21 g de NH 4 NO 3 sólido se disuelven en 50,0 g de agua a 24,9 °C en un calorímetro, la temperatura disminuye a 20,3 °C. Calcule el valor de q para esta reacción y explique el significado de su signo aritmético. Indique las suposiciones que ha hecho. 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. A continuación, la bolsa fría elimina la energía térmica de su cuerpo. Solución Suponemos que el calorímetro impide la transferencia de calor entre la solución y su entorno externo (incluido el propio calorímetro), en cuyo caso: q rxn = – q soln con "rxn" y "soln" como abreviatura de "reacción" y "solución", respectivamente. Suponiendo también que el calor específico de la solución es el mismo que el del agua, tenemos: q rxn = – q soln = −( c × m × Δ T ) soln = −[( 4,184 J/g °C ) × ( 53,2 g ) × ( 20,3 °C – 24,9 °C ) ] = −[( 4,184 J/g °C ) × ( 53,2 g ) × ( -4,6 °C ) ] + 1,0 × 10 3 J = +1,0 kJ El signo positivo de q indica que la disolución es un proceso endotérmico. Compruebe lo aprendido Cuando una muestra de 3,00 g de KCl se añadió a 3,00 × 10 2 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? ¿Qué suposiciones ha hecho? Respuesta: 1,33 kJ; supongamos que el calorímetro impide la transferencia de calor entre la solución y su entorno exterior (incluido el propio calorímetro) y que el calor específico de la solución es el mismo que el del agua. Si la cantidad de calor absorbida por un calorímetro es demasiado grande para despreciarla o si necesitamos resultados más precisos, debemos tener en cuenta el calor absorbido tanto por la solución como por el calorímetro. 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. 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. (El término "bomba" proviene de la observación de que estas reacciones pueden ser lo suficientemente vigorosas como para parecerse a explosiones que dañarían otros calorímetros.) 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. 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. Por lo general, la calibración se realiza siempre antes de que el calorímetro se utilice para recopilar datos de investigación. (a) Un calorímetro de bomba se utiliza para medir el calor producido por reacciones en las que intervienen reactivos o productos gaseosos, como la combustión. (b) Los reactivos están contenidos en la "bomba" hermética, que está sumergida en agua y rodeada de materiales aislantes (créditos a: modificación del trabajo de "Harbor1"/Wikimedia commons). Presione en este enlace para ver cómo se prepara un calorímetro de bomba para usarse. Este sitio muestra cálculos calorimétricos utilizando datos de muestra. Calorimetría de bombas Cuando se queman 3,12 g de glucosa, C 6 H 12 O 6 , 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. ¿Cuánto calor ha producido la combustión de la muestra de glucosa? Solución 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. No los tendremos en cuenta en nuestros cálculos.) El calor producido por la reacción es absorbido por el agua y la bomba: q rxn = −( q agua + q bomba ) = −[( 4,184 J/g °C ) × ( 775 g ) × ( 35,6 °C – 23,8 °C ) + 893 J/°C × ( 35,6 °C – 23,8 °C ) ] = −( 38.300 J + 10.500 J ) = −48 800 J = -48,8 kJ Esta reacción liberó 48,7 kJ de calor cuando se quemaron 3,12 g de glucosa. Compruebe lo aprendido Cuando se queman 0,963 g de benceno, C 6 H 6 , 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. ¿Qué cantidad de calor produjo la combustión de la muestra de benceno? Respuesta: q rx = -39,0 kJ (la reacción produjo 39,0 kJ de calor) Desde que se construyó el primero en 1899, se han construido 35 calorímetros para medir el calor producido por una persona viva. Francis D. Reardon et al. "El calorímetro humano Snellen revisado, rediseñado y mejorado: Características de diseño y rendimiento". Medical and Biological Engineering and Computing 8 (2006)721-28, http://link.springer.com/article/10.1007/s11517-006-0086-5. Estos calorímetros de cuerpo entero de diversos diseños son lo suficientemente grandes como para albergar a un ser humano. Más recientemente, los calorímetros de habitación completa permiten realizar actividades relativamente normales, y estos calorímetros generan datos que reflejan más fielmente el mundo real. Estos calorímetros se utilizan para medir el metabolismo de los individuos en diferentes condiciones ambientales, diferentes regímenes dietéticos y con diferentes condiciones de salud, como la diabetes. Por ejemplo, el equipo de Carla Prado, de la Universidad de Alberta, realizó una calorimetría de cuerpo entero para conocer el gasto energético de las mujeres que habían dado a luz recientemente. Estudios como este permiten elaborar mejores recomendaciones y regímenes de nutrición, ejercicio y bienestar general durante este periodo de importantes cambios fisiológicos. En los seres humanos, el metabolismo se mide normalmente en calorías por día. Una caloría nutricional (Caloría) es la unidad de energía utilizada para cuantificar la cantidad de energía derivada del metabolismo de los alimentos; una Caloría es igual a 1.000 calorías (1 kcal), la cantidad de energía necesaria para calentar 1 kg de agua en 1 °C. Medición de calorías nutricionales En su vida cotidiana, es posible que esté más familiarizado con la energía expresada en Calorías, o calorías nutricionales, que se utilizan para cuantificar la cantidad de energía de los alimentos. Una caloría (cal) = exactamente 4,184 julios, y una Caloría (note la mayúscula) = 1.000 cal o 1 kcal. (Esta es aproximadamente la cantidad de energía necesaria para calentar 1 kg de agua en 1 °C.) Los macronutrientes de los alimentos son las proteínas, los carbohidratos y las grasas o aceites. 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. Las etiquetas nutricionales de los envases de los alimentos muestran el contenido calórico de una ración del alimento, así como el desglose en Calorías de cada uno de los tres macronutrientes ( ). (a) Los macarrones y el queso contienen energía en forma de macronutrientes en el alimento. (b) La información nutricional del alimento aparece en la etiqueta del envase. En los EE. UU., el contenido energético se indica en Calorías (por ración); en el resto del mundo se suelen utilizar kilojulios (créditos a: modificación del trabajo de “Rex Roof”/Flickr). Para el ejemplo mostrado en (b), la energía total por porción de 228 g se calcula mediante: ( 5 g de proteína × 4 Calorías/g ) + ( 31 g de carbohidratos × 4 Calorías/g ) + ( 12 g de grasa × 9 Calorías/g ) = 252 Calorías Por lo tanto, puede utilizar las etiquetas de los alimentos para contar sus calorías. Pero, ¿de dónde vienen los valores? ¿Y qué precisión tienen? 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. La pastilla se quema dentro de un calorímetro de bomba y el cambio de temperatura medido se convierte en energía por gramo de alimento. 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 cantidades medias son las indicadas en la ecuación y se derivan de los distintos resultados que arroja la calorimetría de bomba de los alimentos enteros. La cantidad de carbohidratos se descuenta una cierta cantidad por el contenido de fibra, que es un carbohidrato no digerible. Para determinar el contenido energético de un alimento, se multiplican las cantidades de carbohidratos, proteínas y grasas por la media de Calorías por gramo de cada uno y se suman los productos para obtener la energía total. Presione en este enlace para acceder a la base de datos nacional de nutrientes del Departamento de Agricultura de los Estados Unidos (United States Department of Agriculture, USDA), que contiene información nutricional sobre más de 8.000 alimentos. Conceptos clave y resumen La calorimetría se utiliza para medir la cantidad de energía térmica transferida en un proceso químico o físico. Para ello es necesario medir cuidadosamente el cambio de temperatura que se produce durante el proceso y las masas del sistema y del entorno. Estas cantidades medidas se utilizan para calcular la cantidad de calor producida o consumida en el proceso mediante relaciones matemáticas conocidas. Los calorímetros están diseñados para minimizar el intercambio de energía entre su contenido y el ambiente externo. Van desde simples calorímetros de taza de café utilizados por los estudiantes de química principiantes hasta sofisticados calorímetros de bomba utilizados para determinar el contenido energético de los alimentos. Ejercicios de química del final del capítulo Una botella de 500 ml de agua a temperatura ambiente y una botella de 2 litros de agua a la misma temperatura se colocaron en un refrigerador. Después de 30 minutos, la botella de 500 ml de agua se había enfriado a la temperatura del refrigerador. Una hora después, los 2 litros de agua se habían enfriado a la misma temperatura. Cuando se le preguntó qué muestra de agua perdía más calor, un estudiante respondió que ambas botellas perdían la misma cantidad de calor porque empezaban a la misma temperatura y terminaban a la misma temperatura. Un segundo estudiante pensó que la botella de 2 litros de agua perdía más calor porque había más agua. Un tercer estudiante creía que la botella de 500 ml de agua perdía más calor porque se enfriaba más rápidamente. Un cuarto estudiante pensó que no era posible saberlo porque no conocemos la temperatura inicial y la temperatura final del agua. Indique cuál de estas respuestas es correcta y describa el error en cada una de las otras respuestas. ¿La cantidad de calor medida para la reacción en el sería mayor, menor o se mantendría igual si utilizáramos un calorímetro que fuera de un aislante más pobre que un calorímetro de taza de café? Explique su respuesta. Menor; se perdería más calor en la taza de café y en el ambiente y, por tanto, Δ T del agua sería menor y la q calculada sería menor. ¿La cantidad de calor absorbida por la disolución en el sería mayor, menor o se mantendría igual si el experimentador utilizara un calorímetro que fuera de un aislante más pobre que un calorímetro de taza de café? Explique su respuesta. ¿La cantidad de calor absorbida por la disolución en el sería mayor, menor o se mantendría igual si se tuviera en cuenta la capacidad calorífica del calorímetro? Explique su respuesta. Mayor, ya que al tener en cuenta la capacidad calorífica del calorímetro se compensará la energía térmica transferida a la solución desde el calorímetro; este enfoque incluye el propio calorímetro, junto con la solución, como "entorno": q rxn = −( q solución + q calorímetro ); ya que tanto q solución como q calorímetro son negativos, al incluir este último término( q rxn ) se obtendrá un valor mayor del calor de la disolución. ¿Cuántos mililitros de agua a 23 °C con una densidad de 1,00 g/mL deben mezclarse con 180 mL (unas 6 onzas) de café a 95 °C para que la combinación resultante tenga una temperatura de 60 °C? Supongamos que el café y el agua tienen la misma densidad y el mismo calor específico. ¿Cuánto se reducirá la temperatura de una taza (180 g) de café a 95 °C cuando se coloca una cuchara de plata de 45 g (calor específico 0,24 J/g °C) a 25 °C en el café y se deja que ambos alcancen la misma temperatura? Supongamos que el café tiene la misma densidad y calor específico que el agua. La temperatura del café bajará 1 grado. Una cuchara de aluminio de 45 g (calor específico 0,88 J/g °C) a 24 °C se introduce en 180 mL (180 g) de café a 85 °C y la temperatura de ambos se iguala. (a) ¿Cuál es la temperatura final cuando ambas se igualan? Supongamos que el café tiene el mismo calor específico que el agua. (b) La primera vez que una alumna resolvió este problema obtuvo una respuesta de 88 °C. Explique por qué es una respuesta claramente incorrecta. La temperatura del agua de refrigeración al salir del motor caliente de un automóvil es de 240 °F. Después de pasar por el radiador tiene una temperatura de 175 °F. Calcule la cantidad de transferencia de calor desde el motor al entorno por un galón de agua con un calor específico de 4,184 J/g °C. 5,7 × 10 2 kJ Un trozo de metal de 70,0 g a 80,0 °C se coloca en 100 g de agua a 22,0 °C contenida en un calorímetro como el que se muestra en la . El metal y el agua alcanzan la misma temperatura a 24,6 °C. ¿Cuánto calor ha transferido el metal al agua? ¿Cuál es el calor específico del metal? Si una reacción produce 1506 kJ de calor, que queda atrapado en 30,0 g de agua inicialmente a 26,5 °C en un calorímetro como el de la , ¿cuál es la temperatura resultante del agua? 38,5 °C Se añade una muestra de 0,500 g de KCl a 50,0 g de agua en un calorímetro ( ). Si la temperatura disminuye en 1,05 °C, ¿cuál es la cantidad aproximada de calor que interviene en la disolución del KCl, suponiendo que el calor específico de la solución resultante es de 4,18 J/g °C? ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? La disolución de 3,0 g de CaCl 2 ( s ) en 150,0 g de agua en un calorímetro ( ) a 22,4 °C hace que la temperatura aumente a 25,8 °C. ¿Cuál es la cantidad aproximada de calor implicada en la disolución, suponiendo que el calor específico de la solución resultante es de 4,18 J/g °C? ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? −2,2 kJ; el calor producido muestra que la reacción es exotérmica. Cuando se añaden 50,0 g de 0,200 M de NaCl( aq ) a 24,1 °C a 100,0 g de 0,100 M de AgNO 3 ( aq ) a 24,1 °C en un calorímetro, la temperatura aumenta a 25,2 °C al formarse AgCl( s ). Suponiendo que el calor específico de la solución y los productos es de 4,20 J/g °C, calcule la cantidad aproximada producida de calor en julios. La adición de 3,15 g de Ba(OH) 2 8H 2 O a una solución de 1,52 g de NH 4 SCN en 100 g de agua en un calorímetro hizo que la temperatura descendiera 3,1 °C. Suponiendo que el calor específico de la solución y los productos es de 4,20 J/g °C, calcule la cantidad aproximada de calor absorbido por la reacción, que puede representarse mediante la siguiente ecuación: Ba(OH) 2 ·8H 2 O( s ) + 2NH 4 SCN( aq ) ⟶ Ba(SCN) 2 ( aq ) + 2NH 3 ( aq ) + 10H 2 O( l ) 1,4 kJ La reacción de 50 mL de ácido y 50 mL de base descrita en el aumentó la temperatura de la solución en 6,9 ºC. ¿Cuánto habría aumentado la temperatura si se hubieran utilizado 100 mL de ácido y 100 mL de base en el mismo calorímetro partiendo de la misma temperatura de 22,0 ºC? Explique su respuesta. Si los 3,21 g de NH 4 NO 3 en el disuelto en 100,0 g de agua en las mismas condiciones, ¿cuánto cambiaría la temperatura? Explique su respuesta. 22,6. Dado que la masa y la capacidad calorífica de la solución es aproximadamente igual a la del agua, la duplicación de la cantidad de agua conduce a la duplicación del cambio de temperatura. Cuando 1,0 g de fructosa, C 6 H 12 O 6 ( s ), un azúcar que se encuentra comúnmente en las frutas, se quema en oxígeno en un calorímetro de bomba, la temperatura del calorímetro aumenta en 1,58 °C. Si la capacidad calorífica del calorímetro y su contenido es de 9,90 kJ/°C, ¿cuál es el q para esta combustión? Cuando se quema una muestra de 0,740 g de trinitrotolueno (TNT), C 7 H 5 N 2 O 6 , en un calorímetro de bomba, la temperatura aumenta de 23,4 °C a 26,9 °C. La capacidad calorífica del calorímetro es de 534 J/°C, y contiene 675 mL de agua. ¿Qué cantidad de calor ha producido la combustión de la muestra de TNT? 11,7 kJ Uno de los métodos de generación de electricidad consiste en quemar carbón para calentar agua, lo que produce vapor que impulsa un generador eléctrico. Para determinar el ritmo de alimentación del carbón en el quemador de este tipo de instalaciones, hay que determinar el calor de combustión por tonelada de carbón con un calorímetro de bomba. Cuando se quema 1,00 g de carbón en un calorímetro de bomba ( ), la temperatura aumenta en 1,48 °C. Si la capacidad calorífica del calorímetro es de 21,6 kJ/°C, determine el calor producido por la combustión de una tonelada de carbón (2,000 × 10 3 libras). La cantidad de grasa recomendada para alguien con una dieta diaria de 2.000 Calorías es de 65 g. ¿Qué porcentaje de las calorías de esta dieta sería suministrado por esta cantidad de grasa si el número medio de calorías de la grasa es 9,1 Calorías/g? 30 % Una cucharadita del carbohidrato sacarosa (azúcar común) contiene 16 calorías (16 kcal). ¿Cuál es la masa de una cucharadita de sacarosa si la media de calorías de los carbohidratos es de 4,1 Calorías/g? ¿Cuál es la masa máxima de carbohidratos en una porción de 6 onzas de refresco dietético que contiene menos de 1 Caloría por lata si la media de Calorías de los carbohidratos es de 4,1 Calorías/g? 0,24 g Una pinta de helado premium puede contener 1100 Calorías. ¿Qué masa de grasa, en gramos y libras, debe producirse en el cuerpo para almacenar un 1,1 × 10 3 extra de Calorías si la media de Calorías de la grasa es 9,1 Calorías/g? Una ración de cereales para el desayuno contiene 3 g de proteínas, 18 g de carbohidratos y 6 g de grasas. ¿Cuál es el contenido de Calorías de una ración de este cereal si la media de Calorías de las grasas es de 9,1 Calorías/g, la de los carbohidratos es de 4,1 Calorías/g y la de las proteínas es de 4,1 Calorías/g? 1,4 × 10 2 Calorías. ¿Cuál es la fuente de energía menos cara en kilojulios por dólar: una caja de cereales para el desayuno que pesa 32 onzas y cuesta 4,23 dólares o un litro de isooctano (densidad, 0,6919 g/mL) que cuesta 0,45 dólares? Compare el valor nutricional del cereal con el calor producido por la combustión del isooctano en condiciones estándar. Una porción de 1,0 onzas de este cereal aporta 130 Calorías. calorímetro de bomba dispositivo diseñado para medir el cambio de energía de los procesos que ocurren en condiciones de volumen constante; se utiliza comúnmente para las reacciones que implican reactivos o productos sólidos y gaseosos calorímetro dispositivo utilizado para medir la cantidad de calor absorbido o liberado en un proceso químico o físico calorimetría proceso de medición de la cantidad de calor que interviene en un proceso químico o físico caloría nutricional (Caloría) unidad utilizada para cuantificar la energía proporcionada por la digestión de los alimentos, definida como 1.000 cal o 1 kcal entorno toda la materia que no sea el sistema estudiado sistema parte de la materia que sufre un cambio físico o químico que se estudia

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