Calorimetría experimental

• La calorimetría mide el calor de una reacción a partir del cambio de temperatura del agua o la disolución circundante.
• Todo el método descansa en la conservación de la energía: $q_{\text{reacción}} = -q_{\text{disolución}}$.
• Si la disolución se calienta ($\Delta T > 0$) → la reacción libera calor → $\Delta H < 0$ (exotérmica).
• Si la disolución se enfría ($\Delta T < 0$) → la reacción absorbe calor → $\Delta H > 0$ (endotérmica).
• Las pérdidas de calor al entorno son el principal error sistemático: hacen que $|\Delta H|$ medido quede por debajo del valor real.

$$q = mc,\Delta T$$

• $m$ = masa de la disolución (no la del reactivo), en g.
• $c$ = capacidad calorífica específica; para agua o disoluciones acuosas diluidas: $c = 4{,}18\ \text{J g}^{-1}\text{K}^{-1}$.
• $\Delta T = T_{\text{final}} - T_{\text{inicial}}$ en K (o en °C, da el mismo valor numérico al ser una diferencia).

Una vez calculado $q$ (en J), la entalpía molar de reacción es:

$$\Delta H = \frac{q_{\text{reacción}}}{n} = \frac{-,q_{\text{disolución}}}{n}$$

donde $n$ son los moles del reactivo limitante o del combustible. El resultado va en kJ mol⁻¹ (divide $q$ entre 1000 antes de dividir por $n$).

• Neutralización: masa = suma de los dos volúmenes (densidad $\approx 1\ \text{g cm}^{-3}$); moles = moles del ácido o la base que se consume primero. Valor teórico: $\approx -57\ \text{kJ mol}^{-1}$ para ácido fuerte + base fuerte.
• Combustión (mechero): $n = m_{\text{combustible}} / M$; el calor calienta el agua bajo el recipiente.
• Disolución: $n$ = moles de sal disueltos; el termómetro sube (exotérmica) o baja (endotérmica).

• Problema: La combustión de $0{,}230\ \text{g}$ de etanol ($M = 46{,}0\ \text{g mol}^{-1}$) eleva la temperatura de $100{,}0\ \text{g}$ de agua de $20{,}0\,°\text{C}$ a $30{,}0\,°\text{C}$. Calcula $\Delta H_c$.
• $\Delta T = 30{,}0 - 20{,}0 = 10{,}0\ \text{K}$
• $q = 100{,}0 \times 4{,}18 \times 10{,}0 = 4180\ \text{J} = 4{,}18\ \text{kJ}$
• $n = 0{,}230 / 46{,}0 = 5{,}00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$
• $\Delta H_c = -4{,}18 / (5{,}00 \times 10^{-3}) = -836\ \text{kJ mol}^{-1}$
• El signo negativo es correcto: toda combustión es exotérmica.

• Error frecuente: usar la masa del reactivo en lugar de la masa de la disolución en $q = mc\Delta T$.
• Error frecuente: no dividir $q$ entre 1000 antes de hallar $\Delta H$, dando un valor 1000 veces demasiado grande en kJ mol⁻¹.
• El signo de $\Delta H$ no se memoriza: se lee del termómetro. Temperatura sube → exotérmica → signo negativo.
• En la neutralización, la masa que entra en $q = mc\Delta T$ es la de toda la disolución mezclada, no la de uno solo de los reactivos.
• Para calcular el error porcentual: $\left|\dfrac{\text{valor experimental} - \text{valor teórico}}{\text{valor teórico}}\right| \times 100$.