Proceso de calentamiento de una sustancia. Un sistema es la

Las cosas no se olvidan si aprendes a contarlas.
Proceso de calentamiento de una sustancia.
Un sistema es la porción del universo que se aísla para su estudio (investigación).
Está formado por partes que interaccionan, tiene estructura, límites y fases, sufre
cambios por el flujo o el intercambio de materia y energía.
http://www.alegsa.com.ar/Dic/sistema.php
Los sistemas pueden ser aislados, cerrados y abiertos.
http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/termo1p/sistema.html
Un sistema es la suma de las interacciones de sus partes y se puede modificar por
factores internos y externos.
A la relación del conjunto de variables que definen a un sistema en un
determinado momento se le llama estado del sistema. La descripción de un
sistema antes de que le ocurra un cambio se le llama estado inicial y la del
sistema después del cambio se le llama estado final.
Para determinar si ocurrió o no un cambio en un sistema se comparan, después
de un lapso, las características del estado final con las del estado inicial del
sistema. Una vez establecido que ocurrió un cambio, se busca determinar el factor
que provocó (la causa) el cambio.
Para determinar los factores que producen un cambio observado en un sistema,
se acostumbra usar un sistema control o experimento controlado, que no es
alterado y observar así si ocurre el cambio.
Cambios de fase de una sustancia.
Las moléculas almacenan la energía en los enlaces químicos de los átomos, y en la
vibraciones fundamentales de las moléculas como son el “estiramiento” simétrico,
el “estiramiento” asimétrico y el “efecto tijera” (acercamiento o alejamiento entre
los enlaces vecinos) de los enlaces químicos.
Entre las moléculas existen tres tipos de fuerzas intermoleculares: fuerzas de
dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y enlace por puente de hidrógeno.
Las fuerzas ión-dipolo son importantes en la formación de soluciones entre un
compuesto iónico y un solvente polar. La intensidad de las fuerzas dipolo-dipolo y
de las fuerzas de dispersión dependen de la polaridad y ésta de la
electronegatividad de los átomos. La intensidad de las fuerzas de dispersión
aumenta al incrementarse la masa molecular y también la afecta la estructura
molecular. Los enlaces por puente de hidrógeno se presentan en los compuestos
que tienen enlaces entre O–H; N–H y F–H.
En general, las fuerzas intramoleculares determinan la estructura espacial de las
moléculas y las fuerzas intermoleculares determinan el estado físico (fase) de la
materia.
Las fuerzas intermoleculares actúan sobre moléculas o iones e influyen en
diversas propiedades físicas, químicas y biológicas de las sustancias, se
relacionan directamente con propiedades como los estados de agregación, la
densidad, la tensión superficial, la viscosidad, el punto de fusión, punto de
ebullición y con la energía necesaria para vencer las fuerzas de atracción entre las
partículas en los cambios de fase (estados de agregación de las sustancias).
A medida que las fuerzas de atracción entre las moléculas de un líquido son
mayores, se requiere mayor cantidad de energía para separarlas. Por esto, se
espera que los compuestos polares tengan valores de entalpía (calor absorbido a
presión constante) de ebullición más altos que los compuestos no polares de
masa molecular similar.
En general, las fuerzas intermoleculares son más débiles que las fuerzas
intramoleculares (enlace iónico, covalente, covalente coordinado y metálico), por
eso se requiere menos energía para que hierva un líquido que para romper los
enlaces de sus moléculas.
Los llamados enlaces químicos tienen energías que varían de 200 a 1100 kJ/mol.
Las energías de los enlaces por puente de hidrógeno varían de 5 a 25 kJ/mol,
aunque en enlaces por puente de hidrógeno aislados la energía de enlace puede
ser de 100 kJ/mol. Por esto, en general se consideran los enlaces por puente de
hidrógeno como enlaces débiles.
En general, las energías asociadas a las fuerzas de dispersión y las fuerzas
dipolo-dipolo están en el intervalo de 2 a 10 kJ/mol. Las fuerzas de atracción ióndipolo tienen energías de alrededor de 15 kJ/mol.
Hay transferencia de energía por calentamiento siempre que dos muestras de
materia con diferente temperatura se ponen en contacto. La energía siempre se
transfiere de la muestra más caliente hacia la más fría.
La calorimetría es una parte de la termodinámica que estudia la medición de la
energía liberada o absorbida por un sistema, cuando ocurre una reacción física,
química, biológica o un cambio de cualquier tipo.
La caloría (cal) se define como la energía necesaria para cambiar en 1ºC la
temperatura de 1g de agua, desde 14.5ºC hasta 15.5ºC bajo una presión de una
atmósfera. 1cal = 4.184 J.
Un Joule (J) equivale a la energía necesaria para impartirle a una masa de 1kg
una aceleración de 1 m/s en una distancia de un metro. 1J = (1 kg)(m 2)/s2.
http://www.textoscientificos.com/quimica/
El calor sensible de una sustancia es la cantidad de calor que absorbe o libera una
muestra o sistema a presión constante y que se genera un aumento o una
disminución de su temperatura. Se expresa mediante la ecuación: C = Q/mT y se
mide en unidades como: J/goC; J/moloK; cal/goC; cal/moloK.
El calor latente de una sustancia es la cantidad de calor que absorbe o libera una
muestra o sistema a presión constante que genera un cambio de fase (estado) y
su temperatura se mantiene constante durante todo el cambio de fase. Se expresa
mediante la ecuación:  = Q/m y se mide en unidades como: J/g; J/mol; cal/g;
cal/mol.
El químico inglés Joseph Black (16-IV-1728-10-XI.1799) en 1762 descubrió la
diferencia entre el calor específico de las sustancias y la temperatura. Definió la
capacidad calorífica de una muestra de sustancia como la cantidad de calor que
se requiere para aumentar su temperatura en un grado Celsius.
Para hacer comparaciones útiles entre muestras de diferentes tamaños se define
a la capacidad calorífica o calor específico (c) como la cantidad de energía que se
requiere para incrementar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de
sustancia.
La temperatura de un sistema aumenta cuando absorbe energía calorífica. La
capacidad calorífica (c) de un sistema o de una muestra de sustancia es la
relación entre la cantidad de energía calorífica (Q) y el incremento de temperatura
(T) que sufre una determinada masa de sustancia (m). Se expresa con la
ecuación: c = Q/mT.
La capacidad calorífica específica de una sustancia se puede determinar
experimentalmente midiendo la cantidad de energía transferida a una masa
conocida de otra sustancia a medida que aumenta su temperatura.
Calor específico = (cantidad de energía transferida por calentamiento)/(masa de la
muestra)(cambio de temperatura) = Q/mT = Q/m(Tfinal – Tinicial).
Despejando el calor se obtiene: Q =mc(Tfinal – Tinicial).
Calor específico o capacidad calorífica por gramo (Ce). Es la cantidad de energía
calorífica necesaria para aumentar la temperatura de 1 gramo de una sustancia en
1 grado centígrado o en 1 grado Kelvin. Ce = 1 cal/gramo(grado centígrado).
Calor específico equivale a la cantidad de energía calorífica ganada por la
sustancia dividida entre el incremento de su temperatura. Para una masa de un
gramo de sustancia se expresa como: Ce = Q/T y para una masa de m gramos
se expresa como: Q = mCeT.
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Al calor absorbido o liberado a presión constante también se le llama entalpía, se
representa con la letra H y el cambio de entalpía (H). Se puede expresar como:
Hp = Qp = mcpT = mcp(Tfinal –Tinicial).
Cuando el sistema absorbe energía se dice que ocurre un cambio endotérmico y
se considera con signo positivo a la entalpía. Cuando el sistema libera energía se
dice que ocurre un cambio exotérmico y se considera a la entalpía con signo
negativo.
Una fase o estado de la materia es una parte homogénea de un sistema en
determinadas condiciones de presión y temperatura.
Un diagrama de fases es una representación gráfica que indica las condiciones de
presión y temperatura en las cuales se presentan diferentes equilibrios entre las
fases de una sustancia.
Todo cambio de fase involucra un cambio de energía. Siempre que ocurre un
cambio de fase hay un cambio de energía y de forma de la sustancia.
Una sustancia puede existir en una o más fases dependiendo de la sustancia y de
las condiciones en que se encuentre. Los cambios de fase de un sistema son las
transformaciones físicas que le ocurren a una sustancia para pasar de una fase a
otra en condiciones de equilibrio y dependen de las condiciones del sistema.
Mientras se produce un cambio de estado coexisten dos fases y la temperatura no
varía.
Principio de Le Châtelier. En 1884, el químico metalurgista e ingeniero minero
francés estableció que si un sistema en equilibrio es alterado por un cambio, el
equilibrio se desplaza en la dirección en la que se absorbe el efecto del cambio,
estableciéndose un nuevo estado de equilibrio.
Los cambios que se pueden efectuar en dirección opuesta se llaman cambios
reversibles. Cuando dos cambios opuestos se realizan a la misma rapidez, el
sistema alcanza el estado de equilibrio dinámico.
En un sólido los átomos, las moléculas o los iones que lo forman se encuentran en
posiciones más o menos fijas, unas con respecto a las otras, y están acomodadas
lo más cerca posible para disminuir la energía del sistema y hacerlo estable.
Cuando la temperatura del sólido aumenta, a presión constante, las partículas del
sólido vibran alrededor de sus posiciones de equilibrio con movimientos cada vez
más intensos, a medida que aumenta la energía calorífica aumenta la intensidad
de los movimiento, las fuerzas de cohesión se debilitan y aumenta la separación
entre sus partículas, hasta que se funde. Entonces sus partículas tienen mayor
libertad de movimiento y pasa a la fase líquida. Este proceso de fusión del sólido
requiere de energía calorífica que se conoce como calor de fusión o entalpía de
fusión, Hf y tiene unidades de energía/mol.
Cuando un sistema líquido gana energía calorífica a una presión constante,
alcanza un estado de equilibrio entre el líquido y su vapor, y la energía que se
continúa aplicando se utiliza en cambiar a las moléculas de la fase líquida a la fase
vapor, por lo que la temperatura permanece constante. Entonces se iguala la
presión de vapor con la presión del sistema y se alcanza el punto de ebullición del
líquido. Si la presión del sistema es de una atmósfera se le llama punto normal de
ebullición, o también si el sistema es abierto y la presión atmosférica (presión
externa) es de una atmósfera. Cuando pasa todo el líquido a la fase de vapor la
temperatura comienza a aumentar hasta que se suspenda el calentamiento.
La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por la fase vapor cuando
se encuentra en equilibrio dinámico con su fase líquida e indica la tendencia del
líquido a evaporarse. Se mide en unidades de presión. Mientras mayor sea la
presión de vapor de un líquido es más volátil, más fácilmente se evapora. En el
equilibrio dinámico de la ebullición, la velocidad de transferencia de las moléculas
de la fase líquida a la fase de vapor es igual a la velocidad de transferencia de la
fase de vapor a la fase líquida. El punto de ebullición de un líquido se presenta
cuando la presión de vapor del líquido se iguala con la presión externa del
sistema. La ecuación de la línea de equilibrio de la presión de vapor no es una
función lineal, es la ecuación de una curva (Ecuación de Clausius-Clapeyron: ln
Pfinal /Pinicial = (– Heb/R)(1/Tfinal – 1/Tinicial).
La presión de vapor de un sólido es la presión ejercida por el vapor cuando se
encuentra en equilibrio dinámico con su sólido e indica la tendencia del sólido a
evaporarse. Mientras mayor sea la presión de vapor de un sólido es más volátil,
más fácilmente se sublima. En el equilibrio dinámico de la sublimación, la
velocidad de transferencia de las moléculas de la fase sólida a la fase de vapor es
igual a la velocidad de transferencia de la fase de vapor a la fase sólida.
Se le llama presión crítica a la presión necesaria para licuar un gas a su
temperatura crítica. Un gas no se puede licuar aplicando presión si la temperatura
a la que se encuentra es mayor que su temperatura crítica.
Cuando la temperatura de la fase líquida aumenta, a presión constante, las
moléculas del líquido se mueven a su alrededor cada vez con más energía y
mayor espacio que en el sólido. A medida que aumenta la energía calorífica de la
fase líquida, las fuerzas de repulsión van siendo mayores que las de cohesión y
las partículas van pasando de la fase líquida a la fase de vapor. La energía
requerida para que las moléculas del líquido pasen a la fase de vapor se conoce
como calor de vaporización o entalpía de vaporización o de ebullición, Hvap, y
tiene unidades de energía/mol.
Cambios de fase: Fusión: Sólido equilibrio Líquido; ebullición o vaporización:
Líquido equilibrio Vapor; sublimación: Sólido equilibrio Vapor o gas;
todos estos procesos son endotérmicos o endergónicos (ganan energía). La
energía calorífica respectiva a cada uno de estos procesos se le llama calor (o
entalpía) de fusión, calor de vaporización o ebullición y calor de sublimación.
Todas estas cantidades tienen signo positivo porque ganan energía calorífica.
http://www.tecnicsuport.com/clima/formacio/vapo/vapo_2.gif
El calor de vaporización o entalpía de vaporización del agua líquida es = 40.7
kJ/mol.
El calor de fusión o entalpía de fusión del hielo (agua sólida) es = Hf(agua sólida) =
6.01 kJ/mol.
El calor de vaporización de una sustancia siempre es mayor que su calor de
fusión.
El calor de sublimación es igual a la suma del calor de vaporización más el calor
de fusión.
Cambios de fase: Condensación: Vapor equilibrio Líquido; solidificación:
Líquido equilibrio Sólido; deposición: Vapor equilibrio Sólido; todos estos
procesos son exotérmicos o exergónicos (pierden energía). La energía calorífica
respectiva a cada uno estos procesos se le llama calor (o entalpía) de
condensación, calor de solidificación o de calor de sublimación. Todas estas
cantidades tienen signo negativo porque pierden energía calorífica.
http://es.slideshare.net/fisicaquimicapedrofr/cambio-de-estado-grficas-temperatura-tiempo
http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/termo1p/calor.html
El color rojo indica absorción de calor y el azul, liberación de calor.
Cambio de fase
Ecuación química
Tipo de cambio, según si absorbe
o libera energía
Sólido Líquido
H2O(s) + Energía  H2O(l)
Proceso endotérmico
Líquido  Vapor
H2O(l) + Energía  H2O(v)
Proceso endotérmico
Vapor  Líquido
H2O(v) – Energía  H2O(l)
Proceso exotérmico
Líquido Sólido
H2O(l) – Energía  H2O(s)
Proceso exotérmico
Fusión: Sólido equilibrio Líquido:
Hfusión = – Hsolidificación = – Hcristalización.
Ebullición o vaporización: Líquido equilibrio Vapor:
Hvaporización = – Hcondensación.
Sublimación: Sólido equilibrio Vapor o gas:
Hsublimación = Hfusión + Hvaporización = – Hdeposición.
Licuación: Gas equilibrio Líquido:
Congelación: Agua(líquida) equilibrio Agua(sólida).
Solidificación: Líquido equilibrio Sólido.
Hsolidificación = – Hfusión.
Uso de las propiedades térmicas del agua.
La importancia de las propiedades térmicas del agua se remarcan mediante la
solución numérica del siguiente problema: A un sistema formado por un trozo de
100 g de agua sólida a –10oC y una presión de una atmósfera se le agrega
energía hasta formar vapor de agua. Sabiendo que el calor específico del agua
sólida = 0.49 cal/goC, el calor de fusión del agua sólida = 80 cal/g, el calor
específico del agua líquida = 1 cal/goC y el calor de vaporización = 540 cal/g.
Trazar una gráfica de temperatura vs calor agregado o tiempo de calentamiento,
señalando los puntos importantes del proceso de calentamiento.
Calcular:
1. El calor necesario para aumentar la temperatura del agua sólida de – 10oC
hasta 0oC.
2. El calor necesario para fundir al agua sólida.
3. El calor necesario para aumentar la temperatura del agua líquida de 0 oC hasta
100oC.
4. El calor necesario para evaporar el agua líquida.
5. La cantidad total de calor para realizar el proceso señalado.
6. La cantidad de calor liberada en cada etapa de enfriamiento.
Indica los datos y todas las operaciones aritméticas necesarias para resolver el
problema.
Fórmulas: Q = mCpT.
Q = m.
Solución al problema.
Construir una gráfica de Temperatura (ºC) “contra” Cantidad de calor agregado
(energía, J, cal) o tiempo de calentamiento (s o min). Señalar con letras cada
punto de inflexión de la gráfica iniciando con la letra A y terminando con la F.
Poner los nombres y características de cada sección.
http://www.scientificpsychic.com/mind/fases-del-agua.png
AB = Zona o región de calentamiento del sólido. Hay T. No hay equilibrio de
fases. Qs = mCps(Tf – Ti). Calor sensible del sólido. La longitud de AB depende de
la cantidad de materia (masa). Proceso endotérmico. La rapidez del calentamiento
depende del calor específico o capacidad calorífica del sólido (pendiente).
BC = Zona de fusión. Equilibrio SL  T = Cte. Cambio de fase sólida a líquida.
Punto de fusión. La energía (calor) se gasta para el cambio de fase. Q f = mLfusión. =
mf. Calor latente de fusión. Proceso endotérmico. La rapidez de cambio de fase
depende del calor latente de fusión.
CD = Zona de calentamiento del líquido. Hay T. No hay equilibrio de fases. Ql =
mCpL(Tf – Ti). Calor sensible del líquido. Proceso endotérmico. La rapidez del
calentamiento depende del calor específico del líquido (pendiente).
DE = Zona de ebullición (vaporización). Equilibrio LV T = Cte. Zona de
cambio de fase líquida a vapor. Punto de ebullición. La energía (calor) se gasta
para el cambio de fase. Qeb = mLebullición. = meb. Calor latente de ebullición.
Proceso endotérmico. El tamaño del segmento depende de la masa. La rapidez de
cambio de fase depende del calor latente de ebullición.
EF = Zona de Calentamiento del vapor. Hay T. No hay equilibrio de fases. Qvapor
= mCpv(Tf – Ti). Calor sensible del vapor. Proceso endotérmico. La rapidez de
calentamiento depende del calor específico del vapor (pendiente).
Todos los procesos de calentamiento, son endotérmicos porque absorben energía.
Todos los procesos de enfriamiento, son exotérmicos porque liberan energía (que
absorbieron en el proceso de calentamiento).
Curva de calentamiento del agua sólida (hielo) hasta agua vapor a una P = 1 atm.
Etapas del proceso de calentamiento: Zona de calentamiento del hielo + zona
de fusión + zona de calentamiento del líquido + zona de ebullición + zona de
calentamiento del vapor.
Solución: 1. Determinar el calor sensible del agua sólida (hielo), energía requerida
para que el hielo se caliente de – 10oC hasta 0oC: H2O(s) Q H2O(s).
El calor necesario para calentar el agua sólida (hielo) de – 10oC hasta 0oC.
Se determina con la ecuación: Q = mCpT = mCp(Tf – Ti).
Substituyendo la ecuación se obtiene: Q = 100 g(0.49 cal/goC )0oC – ( – 10oC) =
= 100 g(0.49 cal/goC )10oC) = 490 cal.
2. El calor necesario para fundir al (hielo) agua sólida, es el calor latente de fusión.
S Equilibrio L. Punto de fusión. Temperatura constante = 0oC.
H2O(s) Equilibrio H2O(l).
El calor latente de fusion se determina mediante la ecuación: Q = mfusión.
Sustituyendo se obtiene: Q = 100 g(80 cal/g ) = 8000 cal.
3. Determinar el calor sensible del agua líquida: H2O(l) Q H2O(s).
El calor necesario para aumentar la temperatura del agua líquida de 0 oC hasta
100oC.
Se determina con la ecuación: Q = mCpT = mCp(Tf – Ti).
Substituyendo la ecuación se obtiene: Q = 100 g(1cal/goC )100oC – 0oC =
= 100 g(1cal/goC )100oC = 10 000 cal.
4. Calor latente de ebullición, calor requerido para que el agua líquida pase al
estado de vapor: H2O(l) Equilibrio H2O(v).
El calor necesario para evaporar el agua líquida.
L Equilibrio V. Punto de ebullición: Pvapor = Patm.
Se determina con la ecuación: Q = mebullición.
Sustituyendo se obtiene: Q = 100 g(540 cal/g) = 54 000 cal.
5. La cantidad total de calor para realizar los procesos señalados es igual a la
suma de cada una de las etapas.
Qtotal ganado = Qcalentamiento del hielo + Qfusión del hielo + Qcalentamiento del líquido + Qebullición.
Qtotal ganado = 490 cal. + 8000 cal. + 10 000 cal. + 54 000 cal. = 72 490 cal.
Todos los procesos de calentamiento son endotérmicos porque absorben energía.
http://fq3esopfr.wikispaces.com/file/detail/Gr%C3%A1fica+de+calentamiento.png/359238485
Etapas del proceso de enfriamiento: Zona de enfriamiento del vapor + zona de
condensación + zona de enfriamiento del líquido + zona de solidificción + zona de
enfriamiento del hielo.
6. La cantidad de calor liberada en cada etapa de enfriamiento.
De acuerdo con la ley de la conservación de la energía se tiene que en cada
cambio de estado o de una etapa de calentamiento: +Qcalentamiento = – Qenfriamiento.
Qcalor cedido = Qenfriamiento del hielo + Qsolidificación del líquido + Qcondensación + Qenfriamiento del vapor.
Qtotal cedido = – 490 cal. – 8000 cal. – 10 000 cal. – 54 000 cal. = – 72 490 cal.
Todos los procesos de enfriamiento (condensación, solidificación o congelación)
son exotérmicos porque liberan la energía que absorbieron en los procesos de
calentamiento.
Procesos de enfriamiento (son exotérmicos), el sistema libera la cantidad de la
energía que ganó en cada etapa de los procesos de calentamiento
(endotérmicos): en cada etapa ocurre el fenómeno opuesto correspondiente, por
eso sólo se repiten los valores del proceso de calentamiento con signo negativo.
Procesos de enfriamiento.
http://ambitocientifico2011.wikispaces.com/Gr%C3%A1fica+de+cambio+de+estado+del+agua+%28Ana%29
Solidificación: Líquido equilibrio Sólido.
Hsolidificación = – Hfusión.
Para los equilibrios entre una fase condensada (sólida y líquida) y su fase vapor es
aplicable la ecuación de Clausius-Clapeyron, por ejemplo para el equilibrio:
Líquido equilibrio Sólido.
Hvaporización = – Hcondensación.
líquido-vapor se tiene:
ln Pfinal/Pinicial = Hvap/R(1/Tinicial – 1/Tfinal).
ln Pfinal/Pinicial = –Hvap/R(1/Tfinal – 1/Tinicial).
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