Las compresas frías son bastante empleadas para aliviar dolores musculares. Ahora analicemos que ha ocurrido, desde el punto de vista termodinámico:

• La compresa ha estado en el congelador, por lo tanto se encuentra fría´, entre 0°C y unos 4°C .
• La compresa se coloca sobre la pierna del paciente, ésta debe estar a unos 36 o 37°C.
• Al cabo de cierto tiempo, la compresa ya no está "fría", y la pierna del paciente ya no está a la temperatura inicial.

La compresa ganó calor y que este calor fue cedido por la pierna del paciente.

Si un clavo de hierro lo pones al fuego, hasta que se encuentra al “rojo vivo” (alta temperatura),  y lo introduces en un vaso con agua a temperatura ambiente. Tu experiencia te dice que el agua se calentará.

Si analizamos la situación desde el punto de vista termodinámico, podemos pensar que:

• el clavo es el sistema y al agua es el entorno, diremos que el calor liberado por el sistema (q_sistema<0), ha sido absorbido por el entorno (q_entorno>0)

Si para realizar el experimento del clavo empleamos un calorímetro. Teniendo en cuenta que un calorímetro es un recipiente adiabático (sistema aislado, que no permite la entrada ni salida de calor),  en donde el q=0, podremos concluir:

                                                      -q _liberado = q _absorbido

Lo que es lo mismo que pensar que:

                                                              q _liberado + q _absorbido =0

En el enlace siguiente puedes ver el montaje de una bomba calorimétrica

http://www.slideshare.net/guesta62a6f/bomba-calorimetrica-presentation

 Recuerden que en una bomba calorímetrica se mide el calor a volumen constante. Por lo tanto:

   .
La variación del calor de reacción medido a volumen constante, nos proporciona el valor de la variación de energía interna.
                                 

 En un proceso isóbarico la variación de la energí intena se expresa:

Si el sistema lo forman gases ideales,

                                                        PV= nRT

Lo que nos lleva a:

Problema 

En una bomba calorimétrica a volumen constante se quema 1,435 g de naftaleno (C₁₀H₈),  un sólido de olor penetrante, repelente de las polillas, conocido por nosotros como naftalina.

Como consecuencia de la combustión del naftaleno, la temperatura en el interior de la bomba calorimétrica, se eleva de 20,17ºC hasta 25,84ºC.

Nos informan que la masa de agua que rodea la bomba es de 2000 g y la capacidad calorífica de la bomba es de 1,80 kJ/ºC. Calcula:

•    Calor liberado en la reacción.
•    Calor liberado por mol de naftaleno.
•    Entalpía de l a reacción, en kJ/mol.                                                                     

• Realiza un diagrama de la bomba calorimetrica, este paso te permite visualizar el problema.
• Establece que si se quema la muestra, está producirá calor, luego el  q _liberado, es el calor que se genera al quemarse 1,435 g de C₁₀ H₈
• El calor liberado por la combusitón de naftaleno, lo absorbe el agua de la bomba y el material de la misma, luego  q _absorbido, sera la sumatoria del calor que abosrbe los        2 000 g de H₂O y la bomba.
• Por último recuerda que la bomba calorímetrica es un sistema adiabático, q =0

Para determinar el calor de reacción en un calorimetro a presión constante debemos tener las siguientes consideraciones:     

• el sistema lo constituye la reacción química.
• el entorno estará constiuido por la solución acuosa ( que contiene a los reactantes) y el calorímetro mismo.
• Si la reacción es exotérmica:
  • el calor liberado por la reacción será absorbido por el entorno.
  • la temperatura final será mayor que la temperatura inicial.
• Si la reacción es endotérmica:
  • el calor absorbido por la reacción, sera cedido por el entorno.
  • la temperatura final será menor que la temperatura inicial.

Cuando determinamos el calor de reacción en un calorímetro a presión constante, medimos directamente la variación de la entalpía

En un calorímetro a presión constante, se hacen reaccionar 200 mL de ácido clorhídrico, HCl de una concetración 0,862 M y 200 mL de hidróxido de bario, Ba(OH)₂ de una concentración 0,431 M. Luego de la neutralización la temperatura se elevó en 4,64°C. La capacidad calorífica del calorímetro es 453 J/°C.

Calculen:

1. calor liberado en la reacción.
2.    

  Procedimiento:

 Planteamos la reacción de neutralización, para averiguar el número de moles de H₂O que se producen en ella:

El reactivo limitante será el HCl, por lo tanto se producirán 0,1724 moles de agua.

Esto es importante, pues el calor de neutralización es el calor liberado por cada mol de agua producida. Luego el calor medido, será el producido por 0,1724 mol de H₂O.

Luego realizamos los calculos corresponidentes al experimento:

• la variación de temperatura, 4,64 °C no informa que la reacción está liberando calor, por lo tanto el entorno es el que está absorbiendo éste calor.
• luego:
  • q _{neutralización} = - q _liberado

• el entorno está constituído por:
  • la solución acuosa (200 mL del HCl y 200 mL de Ba(OH)₂ ). Si la densidad de cada una de las soluciones es igual a la densidad del agua, tendremos una masa de 400 g de solución.
  • el calorímetro.
  • luego:

                           q _absorbido= q _solución + q _calorímetro

 Como se trata de un sitema adiabático tendremos que:

- q liberado= q absorbido

Luego tendremos que el

                                         q _liberado = - 9,87 kJ

Recuerden que está cantidad de calor liberado corresponde a 0,1724 moles de agua, para calcular el calor de neutralización debemos de averiguar el calor liberado por un mol de agua producido, luego:

Lo que significa que por cada mol de agua producida en la neutralización se liberan 57,2 kJ/mol

Si tenemos que calcular el calor de reacción y disponemos de:

1. Tablas de entalpía de formación.
2. Tablas de energía de enlace
3. Varias ecuaciones termodinamicas que nos permiten emplear la ley de Hess
4. Valores experimentales determinados en un calorímetro

El valor mas exacto será el experimental.

El valor más aproximado será el encontardo con Energía de Enlace.