La bomba calorimétrica es un instrumento que utilizamos para medir el calor liberado en una reacción de combustión. Lo que hacemos es quemar una pequeña muestra de combustible dentro de una cámara metálica sellada (reactor o bomba) que está rodeada por una masa de agua conocida. El calor liberado por la combustión se transfiere al agua y al propio instrumento, produciendo un aumento de temperatura que podemos medir con precisión.

En una bomba calorimétrica la combustión ocurre a volumen constante. Por ello, el calor medido se asocia estrictamente a la variación de energía interna de combustión (ΔU). En esta actividad utilizaremos los valores tabulados de calor de combustión como energía de combustión efectiva para el balance térmico. Para la mayor parte de sustancias consideradas, la diferencia entre ΔH y ΔU es pequeña a este nivel y se desprecia.

A partir del aumento de temperatura producido y conociendo la capacidad calorífica total del sistema, es posible determinar el calor de combustión de una sustancia. Esta técnica es ampliamente utilizada en química, bioquímica, ingeniería y ciencias de los alimentos.

Nuestra estrategia de cálculo se basa en aplicar un balance de energía sencillo.

Partimos del balance de energía donde el calor liberado por la reacción de combustión ($Q_{rea​}$) es igual al calor absorbido por el sistema que está formado por el agua y el calorímetro con todos sus accesorios:

Ecuaciones fundamentales:

Donde:

• $n$ = cantidad de sustancia en el reactor (mol).
• $\Delta H_{c}$ = calor molar de combustión de la sustancia.
• $K$ = 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 en el reactor por el combustible o el calor molar de combustión cuando se utilice una sustancia pura como combustible.

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 constante 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 patrón porque su combustión es completa y reproducible y tiene un calor molar de combustión ΔHc = -3227 kJ/mol (usa valor absoluto 3227 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 calorímetro + bomba + accesorios, mediante la combustión de ácido benzoico para utilizarla posteriormente en la medida de calores de combustión de muestras de otras sustancias disponibles en nuestro simulador.

Configuración inicial y procedimiento:

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

Una vez finalizado el proceso ya dispones de todos los datos necesarios para calcular la constante del calorímetro K. Escribe todos tus cálculos a continuación:

El resultado que has obtenido es: K = _________

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

NOTA: En las siguientes actividades puedes utilizar como valor de K el que has obtenido si el error no es superior al 1%, de lo contrario utiliza el valor con el que trabaja el simulador (K = 1800 J/ºC).

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 la temperatura 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?

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 del calor molar de combustión

Introducción:

Recuerda que el calor molar de combustión (ΔHc) es la energía liberada al quemar 1 mol de sustancia, por lo tanto:

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

Sustituyendo en la ecuación (1) las ecuaciones (2), (3) y (4) tenemos:

y sustituyendo la ecuación (5) y despejando tenemos:

• Observa que la temperatura inicial del calorímetro siempre es de 18 ºC.
• Recuerda que $c_{agua}$ = 4.18 J/g·°C.
• No olvides que la constante del calorímetro es K = 1800 J/ºC.

Dado que utilizamos cantidades de combustible muy pequeñas vamos a obtener valores ínfimos de n que deberíamos expresar con al menos 4 cifras significativas (por ejemplo 0.01638 mol) porque de lo contrario cometeríamos un error en los cálculos.

Si lo prefieres, en lugar de hacer el cálculo intermedio de ncomb puedes sustituirlo en la ecuación (7) y usar directamente la siguiente:

ya que $n_{comb} = \frac{m_{comb}}{M_{comb}}$ donde $M_{comb}$ es la masa molar de la sustancia usada como combustible.

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:

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: 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 tres 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 la temperatura 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. Calcula la pendiente de la recta obtenida:
$$pendiente_{exp} = \frac{\Delta T}{m_{comb}}$$
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 error porcentual 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?

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