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 (ΔU) de la reacción. En muchos experimentos educativos la diferencia entre ΔU y la entalpía de combustión (ΔH) es pequeña y se suele despreciar, por lo que en esta práctica utilizaremos 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:

Para combustiones de líquidos o sólidos la diferencia entre ΔH y ΔU es pequeña y se desprecia en esta práctica:

Por lo tanto podemos utilizar la siguiente aproximación para representar la ecuación (5):

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 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 patrón porque su combustión es completa y reproducible y tiene un calor molar de combustión aproximadamente igual a ΔHc = -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 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 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 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.

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 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. 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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