capítulo 10 termoquímica

Termoquímica

“Hay una fuerza motriz más poderosa que el vapor, la electricidad y la energía atómica: la voluntad”

Albert Einstein

Capítulo 10

Las transformaciones químicas, así como los procesos físicos, se acompañan de transferencias de energía. Estas transferencias entre el sistema que experimenta la transformación y el ambiente que lo rodea pueden tener lugar de diversas maneras: calor, trabajo mecánico, tra-bajo eléctrico o radiación. La electroquímica y la fotoquímica estudian estas dos últimas formas de transferir energía (fig.1, 2 y 3).

Fig. 2. En muchos juguetes “a pila” es po-sible apreciar trabajo mecánico como re-sultado de la energía obtenida a partir de las reacciones químicas que ocurren en las pilas y baterías.

Fig. 3. Muchas de las manchas y arrugas que se producen en la piel son causadas por la absorción de energía en forma de radiación.

Fig. 1. El trabajo mecánico producido por algunos motores se debe a las reacciones de combustión que se producen en él.

124 Química • 4º año - 1º B.D.Capítulo 10 • Termoquímica

La termoquímica estudia aquellas transformaciones que se acom-pañan de liberación o de absorción de calor. El conocimiento de la ter-moquímica resulta de interés ya que para llevar a cabo un determina-do proceso es necesario saber si se requiere suministrar energía o si el mismo se produce con liberación de energía. Esto adquiere importan-cia fundamental en múltiples aplicaciones, por ejemplo para realizar instalaciones de refrigeración en plantas industriales, para conocer el poder calorífico de los combustibles así como para determinar el valor energético de los alimentos.

En este capítulo se estudiarán transformaciones químicas que se pro-ducen con absorción o desprendimiento de energía en forma de calor.

Antes de analizar este aspecto de las reacciones químicas es impor-tante recordar algunos conceptos.

El calor, Q, es la energía transferida entre un sistema y su ambiente (o entre sistemas en contacto) cuando sus temperatu-ras son diferentes.

Sistema es la porción de materia que se delimita en forma real o imaginaria para su estudio.

Ambiente o entorno es todo lo que rodea al sistema.

Si un sistema se encuentra a mayor temperatura que el ambiente, la energía se transfiere en forma de calor desde el sistema hacia el ambien-te (fig. 4).

Por el contrario, si un sistema se encuentra a menor temperatura que el ambiente, se transfiere energía en forma de calor desde el ambiente hacia el sistema (fig.5).

Fig. 4.

Fig. 5.

sistema

ambiente

T sistema > T ambiente

sistema

ambiente

T ambiente > T sistema

125Química • 4º año - 1º B.D. Termoquímica • Capítulo 10

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Clasificación termoquímica de las reacciones

Las reacciones químicas que ocurren con liberación de calor se de-nominan exotérmicas (fig.6).

Las reacciones químicas que ocurren con absorción de calor se de-nominan endotérmicas (fig.7).

Fig. 7. Las reacciones de cocción de los ali-mentos (hervido, asado, frito) son endo-térmicas.

Fig. 6. Las combustiones son reacciones químicas exotérmicas.

Determinación de las transferencias de energía

Tanto la ganancia como la pérdida de energía de un sistema se ma-nifiestan en el ambiente o entorno.

Es posible determinar si un sistema gana o pierde energía en forma de color según se produzca en el ambiente o entorno una disminución o aumento de temperatura respectivamente.

Esquemáticamente, un calorímetro consiste en un recipiente exte-rior de material aislante térmico que contiene agua. Dentro de él hay otro recipiente, de metal, donde se colocan las sustancias a reaccionar.

Se mide la temperatura del agua circundante antes de la reacción y al finalizar la misma (fig. 9). La variación de temperatura del agua permite determinar si la reacción producida liberó o absorbió calor.

Conociendo la masa del agua utilizada y su calor específico (ce), es posible calcular el calor liberado o absorbido aplicando la ecuación matemática:

Q= m . ce . Δt

Fig. 8.

PROCESO

EXOTÉRMICO

ENDOTÉRMICO

haciaafuera

liberacalor

haciaadentro

absorbecalor

Fig. 9. Es posible construir un caloríme-tro sencillo empleando un recipiente de poliestireno (espumaplast) y otro metá-lico más pequeño.

Termómetro

Agitador

Vaso exterior de espumaplast

Vaso interior de metal


Como el calor es una forma de transferir energía, la unidad en el sis-tema internacional es el joule y se simboliza J.

Un joule es el calor que se requiere para aumentar la tempera-tura de 0,2390g de agua líquida en 1ºC.

En termoquímica es frecuente expresar el calor en kilojoules (kJ). En nutrición aún se continúa expresando el valor energético de los alimen-tos en calorías (cal) y en kilocalorías (simbolizada kcal o Cal).

Interpretando las transferencias de energía

Las transferencias de energía en forma de calor se determinan tanto en procesos físicos como químicos. En general, estos transcurren a pre-sión atmosférica que puede considerarse constante durante el desarro-llo de los mismos, sin introducir errores significativos. .

En termoquímica se identifica el calor liberado o absorbido a presión constante con la variación de una propiedad del sistema, la entalpía, que se simboliza H (fig. 11).

El cambio en la entalpía de un sistema durante una reacción quí-mica es igual al calor liberado o absorbido a presión constante.

La entalpía puede considerarse como parte de la “reserva de energía” de un sistema, que puede aumentar o disminuir por absorción o libe-ración de calor.

La entalpía de un sistema disminuye si durante una transformación a presión constante se libera calor (fig. 12).

La entalpía de un sistema aumenta si durante una transformación a presión constante se absorbe calor (fig. 13).

Algo de historia...

James Joule (1818-1889), fue un científico inglés del siglo XIX, que realizó importantes contribuciones en el estudio de la energía.Recibió clases particulares de física y matemáticas de su maestro Dal-ton. Animado por este llevó a cabo sus primeras investigaciones cientí-ficas. Luego estudió en la Universi-dad de Manchester.

Fig. 10. Una caloría es el calor que se ne-cesita para aumentar en 1ºC la tempera-tura de un gramo de agua desde 14,5ºC a 15,5ºC, a la presión de 1 atm.

1 kJ ~ 1000 J (103 J)

1 kcal ~ 1000 cal (103 cal)

1 cal = 4,18 J

Fig. 12. El sistema libera calor, su “reserva de energía disminuye”.

Fig. 13. El sistema absorbe calor, su “re-serva de energía aumenta”.

Proceso exotérmico: Hi > H

f

Hi

Hf

Estadoinicial

Estadofinal

Proceso endotérmico: Hf > H

i

Hf

Hi

Estadoinicial

Estadofinal

Fig. 11.

El término entalpía deriva del griego y significa “calor inter-no”. Esta expresión da la idea de que la energía cambia en el sistema durante un proceso químico o físico.


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Por convención, la variación de una magnitud se simboliza median-te la letra griega delta mayúscula (Δ). Esta variación es la diferencia en-tre los valores de la magnitud en el estado final y en el estado inicial del sistema. Entonces la variación de entalpía en un proceso se representa:

ΔH = Hfinal – Hinicial (fig. 14)

En los procesos exotérmicos la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos, por ello la variación de entalpía tiene signo negativo.

ΔH < 0

En los procesos endotérmicos la entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos, por ello la variación de entalpía tiene signo positivo.

ΔH > 0

Variaciones de entalpía en los procesos químicos

En las reacciones químicas se producen transferencias de energía en forma de calor.

Consideremos por ejemplo la combustión del octano

C H l O g8 18 2252( ) ( )+ 8 92 2CO g H O g( ) ( )+

Cuando se quema un mol de octano a presión constante se liberan 5471kJ en forma de calor.

Esta información se indica escribiendo a continuación de la ecua-ción química la variación de entalpía (ΔH) que corresponde al proceso. El valor numérico precedido del signo negativo indica que la energía es liberada (proceso exotérmico).

C H l O g8 18 2252( ) ( )+ 8 92 2CO g H O g( ) ( )+

ΔH= -5471kJ/mol

La expresión anterior es una ecuación termoquímica (fig. 15).

La formación de la hidracina (N2H4) en estado gaseoso a partir de dinitrógeno y dihidrógeno gaseosos es un proceso endotérmico. La ecuación termoquímica se puede escribir:

2 H2 (g) + N2 (g) N2H4 (g) ΔH = + 95,4kJ/mol

Fig. 14.

En el estado inicial de un pro-ceso químico están presentes los reactivos y en el estado fi-nal los productos, por lo tanto, la variación de entalpía puede expresarse como:

sustancias sustancias iniciales finales

Reactivos ® Productos

ΔDH = Hproductos

– Hreactivos

Fig. 15.

En una ecuación termoquímica se indica el estado físico de las sustancias que intervienen y la energía, en forma de calor, libe-rada o absorbida en el proceso.

¿Sabías que... ?La hidracina (N2H4) es un líqui-do incoloro y oleoso, con un olor similar al amoníaco. Al quemarse la llama que se produce es ape-nas visible.Se utiliza principalmente para la preparación de espumas polimé-ricas y como combustible para misiles, cohetes espaciales y saté-lites. El comburente utilizado ha-bitualmente en estos casos es el tetraóxido de dinitrógeno (N2O4).


Según la ecuación por cada mol de hidracina formado a presión constante se absorben 95,4kJ de energía. Esta información se expresa indicando el ΔH con el valor numérico precedido de un signo positivo.

En los ejemplos mencionados:- combustión de 1mol de octano, ΔH = -5471kJ/mol el signo nega-

tivo indica que este proceso, es exotérmico. - formación de hidracina, ΔH = +95,4kJ/mol el signo positivo in-

dica que este proceso es endotérmico.

Diagramas entálpicos

En las ciencias experimentales existen diferentes formas de registrar y comunicar la información. Pueden escribirse enunciados correspon-dientes a definiciones, leyes, datos, etc. También es posible expresar la información mediante ecuaciones matemáticas o usando representa-ciones gráficas o esquemas.

En termoquímica se denomina diagrama entálpico a la gráfica que permite representar los cambios de entalpía en las reacciones químicas.

Un diagrama entálpico se construye en un par de ejes cartesianos; en el eje de las ordenadas se representa la entalpía, H, y en el de las abscisas el transcurso de la reacción (fig. 16).

Si se trata de un proceso exo-térmico la entalpía de los reac-tivos tiene un valor mayor que la de los productos. La diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactivos corresponde a la va-riación de entalpía de la reac-ción, DH<0.

transcurso de la reacción

H (k

J/m

ol)

DH < 0del proceso

PRODUCTOS

REACTIVOS

Si se trata de un proceso endo-térmico la entalpía de los pro-ductos tiene un valor mayor que la de los reactivos. La diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactivos corresponde a la va-riación de entalpía de la reac-ción, DH>0.


H (k

J/m

ol)

DH > 0del proceso

PRODUCTOS

REACTIVOS

En la figura 17 se representa el diagrama entálpico de la reacción de formación de hidracina a partir de dihidrógeno y dinitrógeno gaseosos.

Fig. 16.

En los diagramas entálpicos se registran comparativamente la entalpía de los reactivos y la de los productos. En el eje de las abscisas se indica el transcurso de la reacción. Cerca del origen se representan los reactivos, sustancias presentes cuando se inicia el proceso; en el extre-mo derecho se representan los productos, que son las sustan-cias que se obtienen al final del proceso.Estos diagramas no detallan el “camino entálpico”; solo repre-sentan el estado inicial y el es-tado final en relación con esta propiedad.

Fig. 17.


H (k

J/m

ol)

DH del proceso = + 95,4 kJ/mol

N2H4 (g)

2 H2 (g) + N2 (g)

2 H2 (g) + N2 (g) N2H4 (g)


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Características de la entalpía

El estudio de las variaciones de entalpía, tanto en los procesos quí-micos como en las transformaciones físicas, ha permitido determinar ciertas características de esta propiedad.

• Laentalpíaesunapropiedadextensiva.Porlotantolasvariacio-nes de entalpía de los procesos químicos dependen de la cantidad de reactivos que se consumen y de la cantidad de productos que se forman (fig. 18).

Así por ejemplo el calor liberado al formarse dos moles de HCl es doble del liberado al formarse un mol del mismo compuesto.

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) ΔH = –184.6kJ

12

H2 (g) + 12

Cl2 (g) HCl (g) ΔH = –92.3kJ

Se ha establecido como convención expresar los valores de las variaciones de entalpía que tienen lugar en algunos tipos de reac-ciones de la siguiente manera:

Se denomina entalpía de formación estándar a la variación de entalpía correspondiente a la formación de 1mol de una sustancia compuesta a partir de las sustancias simples en sus formas más estables a 25ºC y 1atm. Se simboliza ΔHo

f .

Por ejemplo, la entalpía de formación estándar del agua líquida es -285,83kJ/mol, lo que se representa:

H2 (g) + 12

O2 (g) H2O (l) ΔHof = –285,83kJ/mol

Se denomina entalpía de combustión a la variación de entalpía correspondiente a la combustión completa de un mol de una sus-tancia. Se simboliza ΔHcomb.

Por ejemplo, la entalpía de combustión del etanol es -1368kJ/mol, lo que se representa:

C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

ΔHcomb = -1368kJ/mol

Esto significa que por cada mol de etanol líquido que se quema produciendo dióxido de carbono y agua en estado gaseoso se li-beran 1368kJ de energía al ambiente.

Fig. 18.

En la ecuación donde se sim-boliza la formación de 1mol de cloruro de hidrógeno gaseoso la variación de entalpía es la mitad que en la primera ecua-ción donde se indica la produc-ción de 2mol de HCl gaseoso.


Sustancia DHcomb

(kJ/mol)

Octano C8H

18 (l) – 5471

Glucosa C6H

12O

6 (s) – 2808

Sacarosa C12

H22

O11

(s) – 5645

Metano CH4 (g) – 802,4

Fig. 19.

El valor de ΔHcomb de diferentes sustancias permite comparar su eficiencia como combustibles (fig. 19).

• Lavariacióndeentalpíadelasreaccionesdependedelestadofísi-co de las sustancias intervinientes.

En la ecuación termoquímica se indican las sustancias que reac-cionan y las que se producen expresando el estado físico de las mismas.

Así por ejemplo, el calor liberado por cada mol de metano que se quema es diferente según se considere el agua formada en estado gaseoso o en estado líquido.

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)

ΔH = –802,4kJ/mol

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)

ΔH = –890,4kJ/mol

• Enelcasodelastransformacionesreversibleslavariacióndeen-talpía del proceso directo tiene el mismo valor numérico pero de signo contrario al del proceso inverso.

Por ejemplo, cuando se forman dos moles de gas amoníaco a par-tir de las sustancias simples correspondientes se liberan 92kJ.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = –92kJ

Si se considera el proceso inverso, al descomponerse dos moles de amoníaco gaseoso formando dos moles de dinitrógeno y tres moles de dihidrógeno gaseosos, se absorben 92kJ.

NH3(g) 2 N2(g) + 3 H2(g) ΔH = +92kJ

El valor de DH cuando se forman dos moles de amoníaco gaseoso es igual en valor absoluto pero de signo contrario al valor de ΔH cuando se descomponen dos moles de dicha sustancia.

• Lavariacióndeentalpíadeunprocesoquímicosolodependedecuáles son los reactivos (naturaleza química, estado físico, etc.) y cuáles son los productos.


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Es decir que el calor liberado o absorbido en una transformación química depende únicamente de cuál es la situación de partida y cuál es la situación final del sistema y no depende del camino se-guido durante el proceso.

Si ciertos reactivos se convierten en determinados productos (en las mismas condiciones), el ΔH tiene el mismo valor indepen-dientemente que el proceso se realice en uno o en varios pasos (fig. 20).

Esta idea fue propuesta por el químico suizo Germain Hess, por lo que se conoce como Ley de Hess.

Por ejemplo, la variación de entalpía del proceso de obtención de dióxido de carbono a partir de carbono grafito y dioxígeno gaseo-so tiene el mismo valor ya sea que la transformación tenga lugar en una etapa o en dos etapas.

C (grafito) + O2(g) CO2(g) ΔH1 = -393kJ/mol

C (grafito) + 12

O2(g) CO(g) ΔH2 = -111kJ/mol

CO(g) + 12

O2(g) CO2(g) ΔH3 = -282kJ/mol

ΔH1 = ΔH2 + ΔH3

-393kJ/mol = -111kJ/mol + (-282kJ/mol)

-393kJ/mol = -393kJ/mol

Si se parte de carbono grafito y dioxígeno gaseoso y se obtiene dióxi-do de carbono gaseoso el calor liberado es siempre 393kJ/mol. No im-porta si se forma directamente dióxido de carbono o si en una primera etapa se obtiene monóxido de carbono (CO) y éste luego reacciona con más dioxígeno produciéndose CO2 gaseoso.

Algo de historia...Johan Baptiste Van Helmont (1577-1644) nació en Bruselas y dedicó to-dos sus esfuerzos al estudio de las ciencias naturales. Estudió el gas dióxido de carbono obteniéndolo de las combustiones y de la fermentación del etanol. Ob-servó que era el mismo gas que se encontraba en una gruta de Nápoles (Grotta del Cane, Gruta del Perro) donde los animales no lograban so-brevivir; comprobó además que el fuego se apagaba con este gas.

Estadofinal

Estadoinicial

DH1 = DH

2 + DH

3

Fig. 20.

DH3

DH2

DH1

camino 1

Estado intermedio


Actividad experimental

Procesos exotérmicos y endotérmicos

Materiales Sustanciastubos de ensayo ácido clorhídricotermómetro cinccuchara pequeña acetonavaso de bohemia ácido cítrico hidrógeno carbonato de sodio aguaEnsayo 1

Coloca 1cm3 de ácido clorhídrico (HCl) en un tubo de ensayo y mide la temperatura. Agrega un trozo pequeño de cinc y mide nuevamente la temperatura. Registra los datos en el cuadro.

Ensayo 2

En otro tubo de ensayo coloca 2cm3 de agua y una cucharada peque-ña de ácido cítrico. Mide la temperatura del sistema. Agrega una cu-charada pequeña de hidrógeno carbonato de sodio. Mide nuevamente la temperatura y regístrala en el cuadro.

Ensayo 3

Introduce acetona en el vaso de bohemia y mide su temperatura. Re-tira el termómetro del vaso y obsérvalo para determinar si ocurre algu-na variación de temperatura.

Completa el cuadro con las medidas realizadas.

T inicial (oC) T final (oC) DT (oC)

1er ensayo

2o ensayo

3er ensayo

Actividad

1) Analiza los procesos estudiados y clasifícalos en: - físicos o químicos - exotérmicos o endotérmicos2) Busca la información necesaria para escribir las ecuaciones ter-

moquímicas correspondientes a los procesos realizados.3) Considerando el modelo de partículas explica el signo de ΔH del

proceso realizado en el ensayo 3. 4) Moja un algodón con alcohol y pásalo sobre la mano, luego sopla.

Busca una explicación para la sensación térmica percibida.

Fig. 21. Algunos materiales para esta actividad experimental.


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1) Clasifica los siguientes procesos como físicos o químicos y como exotérmicos o endotérmicos, justificando ambas clasificaciones.

a) solidificación del agua c) estufa a supergas encendida b) leña encendida d) evaporación de alcohol

2) Frecuentemente las bolsas de “frío instantáneo” que se utilizan en el tratamiento de lesiones contienen agua y una sal llamada nitrato de amonio. Al ponerse en contacto estas dos sustancias la sal se di-suelve en el agua siendo este un proceso endotérmico; la variación de entalpía es de 25,7kJ/mol de sal disuelta.

a) ¿Por qué este proceso endotérmico produce esa sensación de frío en la piel?

b) Busca la fórmula química de la sal mencionada y calcula el calor absorbido al disolverse 20,0g de la misma.

c) Realiza una búsqueda en los comercios de tu zona acerca de ar-tículos de uso similar.

3) Muchos de los alimentos que ingerimos diariamente son fuente energética para nuestro organismo. Tal es el caso de los glúcidos que constituyen la mayor parte de la dieta de un deportista antes de una competencia. Por ejemplo un trozo de pizza de 100g aporta aproxi-madamente 234kcal al ser metabolizada en el organismo. Por otra parte el corazón necesita un aporte de energía de 1J por cada latido.

Si se supone que toda la energía aportada por esa porción de pizza es utilizada para hacer latir el corazón; ¿cuántos latidos del corazón se producirán por la ingesta de 100g de pizza?

4) Los combustibles que contienen el elemento carbono producen dióxido de carbono gaseoso y agua en la combustión completa. Por ejemplo, el metano (CH4) es el principal componente del gas natu-ral y la glucosa (C6H12O6) es el “combustible” de nuestro organismo.

a) Busca el valor de los DHcomb para cada sustancia. b) Escribe la ecuación termoquímica correspondiente a la combus-

tión completa de cada una. c) Determina cuál de las dos combustiones produce más dióxido

de carbono por kilojoule de energía liberada.

5) Un sistema formado por las sustancias gaseosas A2 y B2 experimen-ta el cambio descrito en el diagrama entálpico de la figura 3.

a) Escribe la ecuación termoquímica. b) Clasifica dicho proceso como exotérmico o endotérmico. c) Escribe la ecuación del proceso inverso y realiza el diagrama en-

tálpico correspondiente.

Fig. 2. Ejercicio 3.

Fig. 1. Ejercicio 2. Bolsa de “frío-calor”.

Fig. 3. Ejercicio 5.


H (k

J/m

ol)

DH del proceso = + 123 kJ

2 AB (g)

A2 (g) + B2 (g)

Actividades


6) De acuerdo con las siguientes ecuaciones termoquímicas, clasifica las reacciones correspondientes como exotérmicas o endotérmicas.

a) C2H5OH (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)

Hcomb = –1366,2 kJ/mol de etanol

b) C(s) + 2 H2O (g) CO2 (g) + 2 H2 (g)

H = +129,6 kJ/mol de C

c) H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) H = +12,4 kcal

• Realizalosdiagramasentálpicosdelosprocesosrepresentadosen a y en b.

• Escribelaecuacióndelprocesoinversoalqueserepresentaenc). • Plantealaecuacióntermoquímicaparalaformacióndeseismo-

les de HI.

7) El eteno (o etileno) es un hidrocarburo muy utilizado en la industria como materia prima y a veces como combustible. El calor liberado en la combustión completa de eteno gaseoso (C2H4) es 1411,1 kJ/mol.

a) Plantea la ecuación termoquímica correspondiente. b) ¿Cuánto calor se libera al quemar 1,0g de eteno?

8) Se denomina alúmina al óxido de aluminio (Al2O3) que se presenta en la naturaleza en diferentes formas, como por ejemplo en algunas piedras preciosas como el rubí y el zafiro (fig.5). Dada la siguiente ecuación:

Al2O3 (s) 2 Al (s) + 32

O2 (g) H = + 1669,8 kJ

a) ¿Qué información nos brinda esta expresión? b) ¿Cuánto calor se necesita para descomponer 200g de Al2O3? c) Indica el valor del DH por mol de Al que se forma.

9) La combustión de la glucosa se puede representar mediante la si-guiente ecuación termoquímica:

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)

∆Hcomb= -3402,8 kJ/mol

a) Determina si la fotosíntesis de la glucosa, representada por la ecuación es un proceso exotérmico o endotérmico; justifica.

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

b) Calcula el calor transferido durante la fotosíntesis de 90,0g de glucosa.

c) Realiza el diagrama entálpico para dicho proceso.

Fig. 5. Ejercicio 8. Los rubíes están for-mados por óxido de aluminio.

Fig. 4.

En algunos países el 14 de fe-brero se conmemora el día de la energía.

Algo de historia...

A principios del siglo XVIII no se co-nocía ningún método para determi-nar cuantitativamente el calor en los diferentes procesos.Entre los pioneros en este tema puede mencionarse a Joseph Black que utilizó en 1760 el aumento en la temperatura del agua para realizar mediciones del calor relacionado con ciertas transformaciones físicas.El primer calorímetro práctico fue inventado en 1784 por Antoine-Laurent de Lavoisier y Pierre Simon Laplace conocidos científicos de la época.Ya en el siglo XIX James Prescott Joule utilizó un calorímetro de pa-letas y estudió las relaciones entre energía, calor y trabajo.


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10) La cal viva, óxido de calcio, es el producto que se obtiene calcinan-do la piedra caliza, carbonato de calcio. Al agregarle agua se obtie-ne la cal apagada, hidróxido de calcio.

El apagado de la cal viva además de ser un proceso muy utilizado en la construcción tiene una importancia especial en el tratamien-to de sistemas de aguas, aguas industriales, contaminación del aire, etc.

a) Formula las sustancias: óxido de calcio, carbonato de calcio e hi-dróxido de calcio.

b) Investiga: - qué significa el término calcinar - cuáles son las etapas para transformar la piedra caliza en hi-

dróxido de calcio - qué métodos con piedra caliza se emplean en tratamientos de

la contaminación de agua. c) Se conocen diferentes reacciones químicas que liberan calor y

que se utilizan para el calentamiento o enfriamiento de alimen-tos cuando los recursos energéticos son limitados, por ejemplo en la guerra, en un campamento, etc. El apagado de la cal es un proceso exotérmico pero resulta riesgosa su utilización para el calentamiento de alimentos.

Diseña un sistema de calentamiento considerando otras reac-ciones químicas exotérmicas con el objetivo de calentar agua o diferentes alimentos.

11) Investiga quién fue Germain Henri Hess (fig. 5) y cuáles fueron sus contribuciones a la termoquímica.

12) Investiga cuál es la Ley de Lavoisier – Laplace y qué relación tiene con la variación de entalpía de un proceso.

Actividad experimental sugerida

El secreto ardiente del limón

Procedimiento1) Moja una lapicera con el jugo de limón y escribe con ella en un papel.2) Mueve el papel escrito sobre la llama del mechero encendido con

cuidado de no quemarlo.3) Observa lo que sucede e intenta explicarlo considerando las com-

bustiones del papel y del ácido cítrico.

Fig. 7. El jugo de limón contiene un ácido llamado cítrico cuya fórmula es C6H8O7. El papel tiene por componente mayoritario la celulosa, un polisacárido.

Fig. 5. Ejercicio 11. Germain Henri Hess (Ginebra, 1802 - San Petersburgo, 1850).


Ampliando el horizonte...

Lee el texto e investiga1. ¿Están disponibles en nuestro país este tipo de sistema de calentamiento u otros

similares?2. Existen bebidas que se “autoenfrian”; ¿cómo se logra ese efecto?3. ¿Cómo funciona el sistema denominado FRH? ¿Qué ventajas y qué inconvenientes

presenta?

¡Caliente ya!

A lo largo de la historia, el hombre ha intentado desarrollar procesos que le permitan cocinar sus alimentos de forma cada vez más rápida y con me-nor gasto energético.

Así por ejemplo en el siglo XVII fue inventada la olla a presión que reduce considerablemente el tiempo de cocción de los alimentos. Sin embargo no fue sino hasta el siglo XIX en que Napoleón la utilizó ante la necesidad de alimentar a sus tropas en la guerra. En los conflictos bélicos no es sencillo realizar esta tarea para todas las personas que es-tán en el frente de batalla. Actualmente se recurre a sistemas que permitan disponer de comidas calien-tes en poco tiempo. Para ello se inventó un sistema de-nominado FRH (por su nombre en inglés ”flameless ration heater”) que permite calentar en poco tiempo los alimentos previamente cocidos sin necesidad de utilizar la llama.

En muchos países se utilizan sistemas similares para calentar café, té, sopas enla-tadas, etc. en diversas situaciones como desastres naturales, campamentos, monta-ñismo entre otras. El sistema es sencillo ya que la lata consta de dos depósitos: uno contiene la bebida que se va a tomar y en el otro se coloca generalmente cloruro de calcio, CaCl2 y cierta cantidad de agua separados por una membrana. Cuando se pre-siona un botón esta membrana se rompe y la sustancia se disuelve en el agua liberan-do calor (proceso exotérmico). Los depósitos están separados de forma que el sistema de calentamiento no puede entrar en contacto con la bebida. Experimentalmente se ha comprobado que mezclando 100cm3 de agua con 40g de cloruro de calcio la tem-peratura del sistema puede subir desde 20ºC a 90ºC.


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capítulo 10 termoquímica

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