Asegúrate de que sabes responder a estas preguntas antes de iniciar las actividades:

• ¿Sabes qué es el calor específico de una sustancia? ¿Cuál es el del agua?
• ¿Qué diferencia hay entre calor liberado por el sistema y calor absorbido por el entorno?
• ¿Qué significa que una reacción sea exotérmica? ¿Qué signo tiene su entalpía?
• ¿Qué es la entalpía molar de combustión y en que unidades se expresa?
• ¿Qué relación hay entre la masa de una sustancia, su masa molar y el número de moles?

En una combustión realizada en una bomba calorimétrica, el agua del calorímetro aumenta su temperatura.

• ¿Qué signo tiene el calor absorbido por el agua?
• ¿Qué signo tendrá entonces el calor de reacción?

Introducción

La bomba calorimétrica es un instrumento utilizado para medir el calor liberado durante una reacción de combustión. En este dispositivo se quema una pequeña muestra de combustible dentro de una cámara metálica sellada (la bomba) que está sumergida en una cantidad conocida de agua. El calor liberado por la reacción se transfiere al agua y al propio calorímetro, produciendo un aumento de temperatura que puede medirse con precisión.

A partir del aumento de temperatura y conociendo la capacidad calorífica total del sistema (agua + calorímetro) es posible calcular el calor liberado en la reacción. Esta técnica es ampliamente utilizada en química, bioquímica, ciencias de los alimentos y en diversas ramas de la ingeniería.

Es necesario señalar que en un calorímetro de bomba el proceso ocurre a volumen constante, por lo que el calor medido corresponde estrictamente al cambio de energía interna de combustión (ΔUc). En las sustancias estudiadas en esta práctica, la diferencia entre los valores de ΔUc​ y los de entalpía molar de combustión (ΔHc) es pequeña. Nosotros trabajaremos con ΔUc, aunque en algunos contextos educativos también puede utilizarse ΔHc como aproximación.

Balance de energía

El calor liberado por la reacción de combustión es absorbido por el agua y por el propio calorímetro. Por tanto, podemos escribir el balance energético del sistema como:

donde:

y por tanto:

Como hemos dicho, en un calorímetro de bomba medimos el calor de reacción a volumen constante, es decir:

La relación exacta entre la entalpía de combustión (ΔHc) y la energía interna de combustión (ΔUc) viene dada por:

donde $ \Delta n_{gas}$ es la variación en el número de moles de sustancias gaseosas entre productos y reactivos, R es la constante de los gases ideales y T la temperatura absoluta.

En este simulador, la temperatura de equilibrio térmico final es siempre muy inferior a 100 °C, lo que garantiza que el agua producida en la combustión se encuentra en estado líquido. Por tanto, el agua no contribuye al término $\Delta n_{gas}$. Para las sustancias estudiadas en esta práctica, el valor de $\Delta n_{gas}​⋅R⋅T$ es inferior al 0.4 % del valor absoluto del calor de combustión, por lo que la diferencia entre los valores de ΔHc y ΔUc​ puede considerarse despreciable y podemos utilizar la aproximación:

No obstante, dado que en un calorímetro de bomba la magnitud físicamente asociada a la medida es ΔUc, en esta práctica utilizaremos preferentemente esta magnitud.

Donde:

• $n$ = cantidad de sustancia en el reactor (mol).
• $\Delta U_{c}$ = energía interna molar de combustión de la sustancia.
• $\Delta H_{c}$ = entalpía molar de combustión.
• $K$ = constante del calorímetro (capacidad calorífica en J/°C)
• $m_{agua​}$ = masa de agua
• $c_{agua​}$ = calor específico del agua (4.18 J g⁻¹ °C⁻¹)
• $\Delta T$ = aumento de temperatura medido

Así, con el calorímetro de bomba podemos calcular cuánto calor ha sido liberado por la reacción o la energía interna molar de combustión.

Actividad 1: Calibración del instrumento

Con el termómetro de la bomba calorimétrica podemos medir el aumento de temperatura que experimenta el agua pero la energía liberada en la combustión no se emplea íntegramente en aumentar la temperatura del agua sino que parte de ella es absorbida por el propio reactor, por el agitador y por el propio calorímetro.

Este hecho nos obliga a realizar una calibración previa que consiste en determinar la capacidad calorífica (o equivalente energético) del instrumento. Esto se hace quemando una sustancia cuyo calor de combustión sea conocido con gran precisión.

Por lo general se utiliza el ácido benzoico como sustancia patrón porque su combustión es completa y reproducible. El NIST (National Institute of Standards and Technology) certifica una energía interna molar de combustión $\Delta H_c $ = −3226.8 kJ/mol.

Objetivo:

El objetivo de la calibración de una bomba calorimétrica es determinar experimentalmente la constante K del calorímetro, que representa la capacidad calorífica total del sistema bomba + accesorios, mediante la combustión de ácido benzoico. Una vez obtenido este valor, podrá utilizarse posteriormente en la determinación de los calores de combustión de otras sustancias disponibles en el simulador.

Configuración inicial y procedimiento:

• Selecciona ácido benzoico en el simulador.
• Ajusta una masa de ácido benzoico, por ejemplo de 2.00 g
• Pon la masa de agua, por ejemplo a 750 g.
• Enciende el agitador.
• Inicia la combustión y registra el aumento total de temperatura $\Delta T = Tf - Ti$.

Una vez finalizado el proceso ya dispones de todos los datos necesarios para calcular la constante del calorímetro K. Para ello puedes utilizar la expresión:

Escribe todos tus cálculos a continuación:

Realiza al menos 3 ensayos con diferentes masas de ácido benzoico y de agua y anota los resultados en la tabla siguiente:

El valor medio que has obtenido para K es tu resultado: K = _________

a) El valor real utilizado en el simulador es K = 1800 J/ºC. Calcula el % de error cometido en tu cálculo

Actividad 2: Influencia de la masa de agua

Procedimiento:

• Coloca en el reactor 0.50 g de naftaleno.
• Pon 750 g de agua en el calorímetro.
• Enciende el agitador.
• Inicia la combustión y registra las temperaturas inicial y final.

Anota en la tabla siguiente los resultados y repite el experimento con las siguientes masas de agua:

Realiza el mismo proceso con 1.00 g de naftaleno y anota los resultados en la tabla siguiente:

a) Explica brevemente cómo afecta la masa de agua al incremento de temperatura.

b) ¿Encuentras algún patrón que relacione la cantidad de combustible con la variación de temperatura?

c) Relaciona tus resultados con la ecuación ΔT = Q / (m·c + K) y explica por qué, si el calor liberado por la combustión es el mismo, el incremento de temperatura cambia al variar la masa de agua.

Actividad 3: La importancia de la agitación

Procedimiento:

• Selecciona una sustancia combustible.
• Pon una cantidad en el reactor, por ejemplo 1.50 g.
• Ajusta la masa de agua, por ejemplo a 750 g.

Realiza la combustión de la sustancia con el agitador apagado y anota la variación de temperatura. Seguidamente repite el proceso (con las mismas masas de combustible y de agua) con el agitador encendido.

Seguidamente repite el proceso con el agitador encendido.

a) ¿Qué ocurre con la temperatura final si no utilizamos el agitador?

b) ¿Por qué el aumento de temperatura medido es menor cuando no se utiliza el agitador?

c) ¿Qué repercusión tiene olvidar encender el agitador en el cálculo del calor de combustión de una sustancia?

Actividad 4: Cálculo de la energía interna molar de combustión

En esta actividad calcularemos la energía interna molar de combustión de distintos combustibles usando los datos experimentales obtenidos.

Introducción:

Recuerda que en una bomba calorimétrica, la magnitud que se obtiene de forma directa es la energía interna molar de combustión (ΔUc), es decir, la energía liberada al quemar 1 mol de sustancia a volumen constante. Por tanto:

donde Qreac (J) es el calor liberado por la reacción de combustión y n es la cantidad de sustancia (mol).

Sustituyendo en la ecuación (7) el valor de $Q_{reac}$ de la ecuación (4) tenemos:

ya que $n_{comb} = \frac{m_{comb}}{M_{comb}}$

• donde $M_{comb}$ es la masa molar de la sustancia usada como combustible..
• Recuerda que $c_{agua}$ = 4.18 J/g·°C.
• No olvides que la constante del calorímetro es K = 1800 J/ºC. Usa el valor experimental de K obtenido en la calibración si su error es ≤1%. En caso contrario, usa K=1800 J/°C que es el valor que usa en el simulador.

Procedimiento:

• Selecciona cada combustible.
• Ajusta la masa de la muestra que vamos a quemar y la masa de agua del calorímetro.
• Enciende el agitador.
• Procede a la combustión de la muestra.

Anota las condiciones iniciales de cada ensayo, realiza los cálculos y anota tus resultados en la tabla siguiente:

En la Actividad 3 se observó que, si no se utiliza el agitador, el incremento de temperatura medido es menor.

• Si en estas condiciones calcularas ΔUc utilizando la ecuación del calorímetro, ¿el valor obtenido sería mayor o menor (en valor absoluto) que el real? Explica tu razonamiento.

Una vez finalizada la actividad se procederá a la puesta en común de los resultados obtenidos por cada grupo señalando las posibles discrepancias y, en su caso, analizando las posibles causas de las mismas (como redondeos, uso de K, y el sesgo si no se agita, etc.).

Actividad 5: Comparación entre ΔUc y ΔHc

Introducción

Como hemos dicho, en una bomba calorimétrica el proceso ocurre a volumen constante, por lo que la magnitud que medimos es ΔUc​. Sin embargo, en las tablas y manuales de química es más frecuente que aparezca la entalpía molar de combustión ΔHc.

Ya hemos visto que la relación entre ambas magnitudes viene dada por:

donde:

• $\Delta n_{gas}$​ es la variación en el número de moles de sustancias gaseosas entre productos y reactivos.
• R es la constante de los gases ideales.
• T es la temperatura absoluta.

En esta práctica consideraremos que el agua formada en la combustión se encuentra en estado líquido, por lo que no contribuye al valor de $\Delta n_{gas}$​.

Objetivo:

En el balance energético decíamos que, para las sustancias que estudiamos con el simulador, los valores de ΔUc y ΔHc​ son muy parecidos y que podíamos dar por válida la aproximación:

El objetivo de esta actividad es comprobar que esta aproximación es correcta.

Procedimiento:

Esta actividad también está pensada para trabajar en grupos y repartir los combustibles entre sus miembros. (Sigue las indicaciones de tu profesor/a o ponte de acuerdo con tus compañeros para repartir los combustibles que estudiará cada grupo).

1. Escribe la reacción de combustión de la sustancia indicando la fase en la que se encuentran los reactivos y los productos y comprueba que está correctamente ajustada.
2. Determina el valor de $Δn_{gas}​$ (recuerda que el H₂O que se produce debes considerarla en fase líquida).
3. Calcula el término $Δn_{gas}RT​$ tomando R = 8.314 J/mol·K y T = 298 K.
4. A partir de la ecuación (9), calcula el valor de ΔHc​ utilizando para ΔUc los valores que has obtenido en la Actividad 4.
5. Calcula el porcentaje de diferencia relativa entre ΔUc​ y ΔHc​ usando la expresión:

Anota los resultados en la tabla siguiente:

a) ¿En qué casos la diferencia entre ΔUc​ y ΔHc​ es mayor?

b) Explica por qué, en esta práctica, puede aceptarse la aproximación Δhc≈ΔUc.

Actividad 6: Comprobar la relación lineal entre la masa del combustible y la variación de la temperatura

Introducción

El modelo térmico utilizado en el simulador se basa en el balance:

y como

si sustituimos, se obtiene:

Si mantenemos constantes la masa de agua y la constante del calorímetro, se cumple que:

Es decir, que si representamos ΔT frente a $m_{comb}$, a representa la pendiente o, dicho de otra forma, el incremento de temperatura debe ser directamente proporcional a la masa de combustible.

Procedimiento

1. Selecciona un combustible (por ejemplo, etanol o naftaleno).
2. Fija la masa de agua en 750 g.
3. Enciende el agitador.
4. Realiza seis ensayos con distintas masas de combustible:
• 0.25 g
• 0.50 g
• 0.75 g
• 1.00 g
• 1.25 g
• 1.50 g
5. Registra las temperaturas inicial y final y calcula ΔT en cada caso.

Análisis de los resultados

1. Representa gráficamente ΔT frente a $m_{comb}$.
2. ¿La relación es lineal?
3. Traza la recta que mejor se ajuste a todos ellos y determina su pendiente. Este es el valor de tu pendiente experimental:
$$pendiente_{exp}$$
4. ¿Qué significado físico tiene la pendiente?

Comparación con el modelo teórico

Según el modelo del simulador, la pendiente teórica para una masa de agua fija vale:

• Calcula el valor de la pendiente teórica.
• Calcula el porcentaje de error entre el valor experimental y el teórico.

Discusión

• ¿Cómo cambiaría la pendiente de la recta si en lugar de 750 g utilizáramos 1000 g de agua?
• ¿Seguiría siendo lineal la relación?
• ¿En qué condiciones podría dejar de cumplirse esta proporcionalidad en un experimento real?

Actividades de ampliación (opcionales)

Actividad A: Valor energético de los alimentos

En nutrición, el valor energético de los alimentos se estima mediante la regla de Atwater o regla 4-9-4, que asigna a cada macronutriente un valor energético medio por gramo:

Estos valores son promedios aproximados que tienen en cuenta que no toda la energía química de los alimentos es aprovechada por el organismo, a diferencia de lo que ocurre en una combustión completa en la bomba calorimétrica.

A1: Comparación con los datos del simulador

A partir del calor molar de combustión de la glucosa y la sacarosa obtenidos en la Actividad 5, calcula su valor energético en kcal/g y compáralo con el valor que asigna la regla 4-9-4 a los hidratos de carbono.

• ¿Coinciden los valores? ¿A qué se debe la diferencia?
• ¿Por qué crees que el organismo no aprovecha toda la energía que mediría una bomba calorimétrica?

A2: Etiqueta nutricional

Busca la etiqueta nutricional de un alimento que contenga los tres macronutrientes (por ejemplo, una barrita energética, un yogur con frutas o unas galletas) y anota los gramos de hidratos de carbono, grasas y proteínas por 100 g de producto.

• Aplica la regla 4-9-4 y calcula el valor energético teórico por 100 g.
• Compara tu resultado con el valor energético que figura en la etiqueta. ¿Coinciden? ¿Hay algún macronutriente que el fabricante pueda haber contabilizado de forma diferente?

A3: Reflexión final

La grasa tiene un valor energético de 9 kcal/g frente a las 4 kcal/g de los hidratos de carbono.

• ¿Puedes explicar esta diferencia en términos del contenido en carbono e hidrógeno de cada tipo de molécula y de lo que has aprendido sobre calores de combustión en esta práctica?

Actividad B: Comparación de combustibles y huella de carbono

Usando los valores de ΔHc obtenidos en la Actividad 5 para el metanol, el etanol, el propano y el n-octano, calcula para cada uno:

• La energía liberada por gramo de combustible (poder calorífico másico).
• Los gramos de CO2 emitidos por cada MJ de energía producida.

Ordena los combustibles de menor a mayor impacto ambiental por unidad de energía y discute si el resultado coincide con lo que cabría esperar intuitivamente.

Actividad C: Eficiencia energética de biocombustibles

El bioetanol se obtiene por fermentación de la glucosa según la reacción:

C_6​H₁₂​O₆​ → 2 C₂​H_5​OH + 2 CO₂​

Usando los valores de ΔHc de la glucosa y el etanol obtenidos en la Actividad 5:

• Calcula que fracción de la energía química de la glucosa se conserva en el etanol producido.
• ¿Tiene sentido energético producir bioetanol a partir de glucosa para usarlo como combustible? Razona tu respuesta.

Criterios de evaluación

Las tareas de esta práctica se agrupan en cinco categorías. Cada una se evalúa según los criterios siguientes:

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