066 – Reacciones endótermicas y exotérmicas

Las compresas calientes instantáneas y las compresas frías instantáneas son el mismo objeto con un relleno diferente. Aprietas una y se rompe una bolsita, un sólido se encuentra con el agua y, en cuestión de segundos, la compresa está incómodamente caliente o lo suficientemente fría como para aplicarla en un esguince, sin calentador, sin refrigerante y sin piezas móviles. La misma física determina si un vertido de cemento debe enfriarse, si una bolsa de fertilizante se puede almacenar junto a cualquier otra cosa y por qué una bomba de baño se siente fresca mientras efervesce. Cada uno de estos es un proceso cuyos libros de energía no cuadran a la temperatura en la que empezaste, por lo que la diferencia se toma del entorno o se abona en él.

Los químicos denominan a las dos direcciones endotérmica y exotérmica, y las etiquetas se refieren al sistema, no al termómetro: un proceso exotérmico libera energía, por lo que el entorno se calienta y la lectura sube. La energía en sí misma proviene de los enlaces y de las fuerzas entre las partículas. Separar una red iónica o romper un enlace covalente cuesta energía; hidratar los iones liberados, o formar un nuevo enlace, la devuelve. Cuál de las dos sea mayor decide el signo, y debido a que ambas suelen ser números grandes de tamaño similar, el resultado medido es una pequeña diferencia entre ellas, razón por la cual debe medirse en lugar de adivinarse.

En este laboratorio ejecutarás dos procesos en el mismo calorímetro, uno de cada signo, y la combinación se elige para revocar una suposición común. El primero es hidróxido de sodio disolviéndose en agua: nada reacciona, no se crea ninguna sustancia nueva y la temperatura sube más de diez grados. El segundo es ácido cítrico atacando al bicarbonato de sodio: una reacción química genuina que efervesce visiblemente, produce tres sustancias nuevas y se enfría. Registrarás la temperatura antes y después de cada uno, clasificarás cada proceso por su signo y convertirás cada cambio de temperatura en una energía por mol. La conclusión que debes extraer es que “reacción” y “libera calor” son hechos independientes sobre un proceso, y que solo una medición puede decirte hacia qué lado va uno dado.

Objetivos Educativos

Clasificar un proceso por signo

• Decidir a partir de un par de lecturas de temperatura si un proceso es endotérmico o exotérmico, e indicar el signo de ΔH que corresponde a cada uno.
• Utiliza las palabras correctamente con respecto al sistema en lugar del termómetro, de modo que “exotérmico” y “la lectura subió” se reconozcan como dos afirmaciones sobre el mismo evento.

Técnica calorimétrica

• Cargue un calorímetro, cierre la tapa, encienda el agitador y tome una temperatura inicial y una final en el orden correcto.
• Explique por qué la lectura debe tomarse con el contenido agitado y por qué la tapa importa más para el experimento que produce un gas que para el que no lo hace.

Medición de una cantidad de sustancia

• Pese un polvo en una barquilla de pesaje tarada con una aproximación de 0,1 g y transfiera 100 ml y 50 ml con una probeta graduada.
• Convierte una masa y una masa molar, o un volumen y una concentración, en moles, y determina cuál es el reactivo limitante antes de calcular cualquier energía.

Convertir un cambio de temperatura en energía

• Aplica q = m × c × ΔT al contenido del calorímetro, luego ΔH = −q / n para obtener una entalpía por mol con el signo correcto.
• Indique qué masa y qué capacidad calorífica específica corresponden en el cálculo, y por qué no son las del agua sola.

Separación del cambio químico del cambio físico

• Indica cuál de los dos procesos crea una nueva sustancia y cuál solo reorganiza las fuerzas entre las existentes, y aporta la evidencia para dicha distinción.
• Explique por qué esa distinción no predice el signo del cambio de energía, utilizando estos dos experimentos como el contraejemplo.

Manejo de reactivos corrosivos

• Reconozca el hidróxido de sodio sólido como un peligro por derecho propio, distinto de la solución caliente de 1 mol/L en la que se convierte, y manipule ambos con guantes y protección ocular.

Protocolo

Experimento 1: Agua + hidróxido de sodiode

1. Mide 100 mL de agua destilada usando la probeta graduada.
2. Vierte el contenido de la probeta en el calorímetro.
3. Sumerja la punta del termómetro digital en el líquido para tomar su temperatura.
4. La temperatura inicial del líquido en el calorímetro aparecerá en la tabla de resultados.
5. Utilizando la espátula de pesaje, pesa aproximadamente 4 g (aproximadamente 2 mL) de polvo de hidróxido de sodio.
6. Vierte el contenido del recipiente de pesaje en el calorímetro.
7. Adjunte la tapa del calorímetro al calorímetro.
8. Activar el botón verde de la batidora en la tapa del calorímetro.
9. Inserte el termómetro digital en la tapa del calorímetro.
10. La temperatura de la mezcla aparecerá en la tabla de resultados.
11. Detén el agitador presionando el botón rojo.
12. Retira el termómetro de la tapa del calorímetro.
13. Retire la tapa del calorímetro y vacíe su contenido en el contenedor de recuperación.
14. Enjuague el calorímetro con agua destilada y vierta su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 2: Ácido cítrico + bicarbonato de sodio

1. Mida 50 mL de ácido cítrico utilizando la probeta graduada.
2. Vierte el contenido de la probeta en el calorímetro.
3. Sumerja la punta del termómetro digital en el líquido para tomar su temperatura.
4. La temperatura inicial del líquido en el calorímetro aparecerá en la tabla de resultados.
5. Usando el platillo de pesaje, pesa aproximadamente 4.5 g (aproximadamente 2 mL) de bicarbonato de sodio.
6. Vierte el contenido del recipiente de pesaje en el calorímetro.
7. Adjunte la tapa del calorímetro al calorímetro.
8. Active el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro.
9. Inserte el termómetro digital en la tapa del calorímetro.
10. La temperatura de la mezcla aparecerá en la tabla de resultados.
11. Detén el agitador presionando el botón rojo.
12. Retira el termómetro de la tapa del calorímetro.
13. Retire la tapa del calorímetro y vacíe su contenido en el recipiente de recuperación.
14. Enjuague el calorímetro con agua destilada y vierta su contenido en el tanque de recuperación.

Resultados esperados

Dos procesos, signos opuestos, un solo aparato. La tabla recoge lo que cada uno debe dar; las secciones siguientes deducen las cifras y dicen hasta qué punto se puede confiar en cada una.

De un cambio de temperatura a una energía

Ambos resultados se obtienen de la misma manera. Primero el calor que entró o salió del contenido del calorímetro, q = m × c × ΔT, donde m es la masa de todo lo que hay en el recipiente y c su capacidad calorífica específica; luego la entalpía molar, ΔH = −q / n, donde n es el número de moles del reactivo limitante y el signo menos convierte “el contenido se calentó” en “el proceso liberó energía”. El Experimento 1 funcionó así: los 4,26 g de NaOH registrados son 0,107 mol a M = 40,00 g/mol, y 100 mL de agua dan un contenido de aproximadamente 418 J/K, por lo que el aumento registrado de 11,2 °C (de 21,0 a 32,2 °C) es q = 418 × 11,2 = 4,68 kJ, y ΔH = −4,68 / 0,107 = −44 kJ por mol — la entalpía de disolución aceptada del hidróxido de sodio es −44,5 kJ/mol, por lo que ambos coinciden dentro del error de lectura. El Experimento 2 de la misma manera: un contenido de 50 g de solución más 4,4 g de sólido a aproximadamente 4,18 J/(g·K) es 228 J/K, y la caída registrada de 5,2 °C (de 21,0 a 15,8 °C) es 1,19 kJ absorbidos, lo que sobre 0,0524 mol de bicarbonato es +22,5 kJ/mol.

Experimento 1 — disolución de hidróxido de sodio: nada reacciona y se calienta

Aquí no se crea ninguna sustancia nueva. El hidróxido de sodio ya es iónico en estado sólido, por lo que los iones de sodio e hidróxido existen antes de que el agua los toque; lo que cambia es que dejan de mantenerse en una red cristalina y comienzan a ser rodeados por moléculas de agua. Se intercambian dos grandes términos. Separar la red cristalina cuesta la entalpía reticular, unos +887 kJ/mol. La hidratación de los iones liberados devuelve unos −930 kJ/mol, aportando el ion sodio aproximadamente −406 y el hidróxido aproximadamente −520 kJ/mol. La diferencia es de −44.5 kJ/mol: alrededor del cinco por ciento de cualquiera de los dos términos, y negativa, por lo que el proceso libera energía y el agua se calienta. Esta es exactamente la razón por la cual las entalpías de disolución no se pueden predecir a simple vista —un cambio del cinco por ciento en cualquiera de los grandes números cambiaría el signo— y por qué vale la pena realizar la medición.

La magnitud es digna de aprecio. 4,26 g en 100 ml de agua elevan la temperatura en 11,2 °C, lo que para una solución que comenzó a temperatura ambiente significa terminar en los 32,2 °C registrados, y el protocolo señala que el cambio se completa en uno o dos segundos. Esa es una solución cálida, de 1 mol/l, de una base fuerte, pH 14, y es más peligrosa que cualquiera de las dos cosas que entraron en el calorímetro. Si se extrapolan las mismas cifras, la razón por la cual la dilución cáustica industrial se realiza lentamente, con refrigeración y con el sólido añadido al agua y nunca al revés, se convierte en aritmética en lugar de en una regla: un kilogramo de hidróxido de sodio disuelto en un litro de agua liberaría 1,1 MJ y la haría hervir.

4,26 g en 100 mL equivalen a 1,07 mol/L, muy por debajo de la solubilidad de aproximadamente 111 g por 100 mL, por lo que todo se disuelve y no debe quedar ningún residuo. Una advertencia práctica que este laboratorio no puede mostrar pero que un profesor debe hacer: el hidróxido de sodio sólido es fuertemente higroscópico y absorbe dióxido de carbono del aire, por lo que una porción pesada en una balanza abierta es parte agua y parte carbonato de sodio, y una medición real de esta entalpía en el banco de laboratorio resulta baja por esa razón antes de que se pierda nada de calor.

Experimento 2 — ácido cítrico y bicarbonato: una reacción, y se enfría

El ácido cítrico es triprótico, por lo que con el bicarbonato de sodio la ecuación totalmente neutralizada es C₆H₈O₇(aq) + 3 NaHCO₃(s) → Na₃C₆H₅O₇(ac) + 3 H₂O(l) + 3 CO₂(g). Haga un inventario de las cantidades antes de usarlo, porque este laboratorio no funciona con esas proporciones. 50 mL de ácido cítrico 1 mol/L son 0,050 mol, lo que podría consumir 0,150 mol de bicarbonato, o 12,6 g. Solo se pesan 4,4 g (la masa que registra la balanza), lo que equivale a 0,0524 mol a M = 84,01 g/mol, por lo que el bicarbonato es el reactivo limitante y el ácido está en un exceso casi triple; solo se utiliza aproximadamente un tercio de la capacidad dadora de protones del ácido. Eso tiene una consecuencia práctica: la sal que realmente se produce es citrato monosódico, no el citrato trisódico de la ecuación ordenada, porque en la práctica solo se elimina el primero de los tres protones de cada molécula de ácido. La ecuación útil para este experimento es, por tanto, la que describe lo que hace el reactivo limitante: HCO₃⁻(ac) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g).

La efervescencia es la mitad visible y el enfriamiento es la mitad interesante. ¿Por qué una reacción que es, después de todo, un ácido neutralizando una base absorbería energía, cuando el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio del laboratorio 065 liberan 54 kJ por cada mol? Porque el producto aquí no es agua. Dividir el cambio global en pasos muestra adónde va la energía, y la suma es nuevamente la ley de Hess.

Lea esa tabla y la respuesta a la pregunta es evidente. La transferencia de protones en sí, el paso c, es casi termoneutral —nada parecido a los 54 kJ/mol del laboratorio 065, porque el proton no se está combinando con un ion hidróxido para formar un enlace O–H covalente; se le está entregando a un ion bicarbonato que luego se descompone. Todo lo demás cuesta energía: desarmar la red cristalina del bicarbonato, arrancar el primer protón de un ácido débil y elevar el dióxido de carbono disuelto a la fase gaseosa. El resultado endotérmico es la suma de tres costos moderados frente a un rendimiento moderado, y el proceso se enfría porque el calorímetro es lo único disponible para pagarlos.

El valor récord para este laboratorio es una caída de 5,2 °C (de 21,0 a 15,8 °C), lo que equivale a 1,19 kJ absorbidos y +22,5 kJ por mol de bicarbonato. El corchete anterior es lo que un profesor debería notar: los datos estándar sitúan la respuesta entre +14,0 kJ/mol si cada molécula de dióxido de carbono permanece en solución y +34,3 kJ/mol si todo él se escapa, y +22,5 corresponde a que aproximadamente un 40 por ciento se ha marchado para cuando se toma la lectura. Ese es un número defendible para una medición realizada a los pocos segundos de mezclar, porque la solución está muy sobresaturada en ese momento y el gas continúa abriéndose paso hacia fuera después. No es la respuesta de equilibrio: 0,0524 mol de dióxido de carbono son 1,28 L de gas en condiciones ambientales, mientras que 50 mL de agua a presión atmosférica solo pueden retener unos 1,7 mmol del mismo, un tres por ciento de lo que produce la reacción. Si se deja reposar sin tapa, la mezcla debería, por lo tanto, seguir enfriándose, hacia una caída total más cercana a los 8 °C. La temperatura registrada no es un estado final, y una clase que observe durante otro minuto verá que se desplaza.

Vale la pena tener dos cantidades adicionales. El ácido comienza en pH 1.6, a partir de √(K_a1 × C) con K_a1 = 7,4 × 10⁻⁴; después de la reacción, la mezcla es un tampón de citrato que contiene 0.048 mol de H₂Cita⁻ contra 0,002 mol de HCit²⁻, por lo que su pH es pK_a2 + log(0.002 / 0.048) = 4,76 − 1,30 ≈ 3,5. Todavía ácido, lo cual es coherente con el gas que se desprende: por debajo de un pH de aproximadamente 5, el carbonato disuelto es esencialmente todo dióxido de carbono, y esta es la razón por la cual una bomba de baño sigue efervesciendo hasta que se agota el ácido en lugar de hasta que lo hace el bicarbonato.

Juntando los dos

El emparejamiento es el objetivo del laboratorio, y vale la pena hacer que los estudiantes lo digan en voz alta. El experimento 1 es un cambio físico —ninguna sustancia nueva, ningún enlace dentro de las moléculas roto, los iones eran iones antes y después— y libera 44,5 kJ/mol. El experimento 2 es inequívocamente una reacción química —tres sustancias nuevas, una de ellas un gas que abandona el recipiente— y absorbe 20 kJ/mol. Por lo tanto, las intuiciones familiares de que las reacciones liberan energía y de que disolver es un asunto leve son ambas erróneas, y erróneas en el mismo par de experimentos. Lo que predice el signo es la aritmética de lo que hay que romper frente a lo que se crea, y esa aritmética tiene que hacerse, o medirse, caso por caso. El laboratorio 065 plantea el mismo punto a través de cinco procesos y da la cifra de neutralización citada anteriormente; el laboratorio 067 se centra en la capacidad calorífica específica en sí misma, la cantidad de la que depende cada cálculo anterior.

Resumen de la asignación por rango de calificación

Grados 9–10

Enfoque: las dos categorías, utilizadas correctamente, y una lectura cuidadosa de un termómetro. Los estudiantes deben salir siendo capaces de clasificar un proceso a partir de un par de lecturas de temperatura y de decir a qué se refieren las palabras endotérmico y exotérmico.

Actividades ejecute ambos experimentos, registre la temperatura inicial y final de cada uno en una tabla propia e indique el signo de cada cambio. Prediga antes de mezclar cuál de los dos se calentará, luego informe si la predicción se cumplió y por qué era tentador equivocarse. Escriba una ecuación en palabras para el Experimento 2 e identifique el gas. Mencione un uso cotidiano de cada dirección: una compresa caliente y una compresa fría.

Undécimo grado

Enfoque: convirtiendo cada cambio de temperatura en una energía por mol, e identificando el reactivo limitante. Este es el paso de una lectura en pantalla a un número que se puede comparar con un libro de datos.

Actividades calcule los moles de hidróxido de sodio y de bicarbonato de sodio; balancee la ecuación de ácido cítrico y muestre que el bicarbonato es el reactivo limitante y que el ácido está en un exceso de casi tres veces. Aplique q = m × c × ΔT y luego ΔH = −q / n a ambos experimentos, y compare el resultado del Experimento 1 con el valor aceptado de −44.5 kJ/mol. Explique por qué el Experimento 1 se clasifica como un cambio físico a pesar de ser mucho más energético de los dos, y calcule el volumen de dióxido de carbono que libera el Experimento 2. Determine qué masa de bicarbonato se necesitaría para consumir todo el ácido.

12.º curso / Nivel universitario

Enfoque: descomponiendo cada entalpía en sus pasos contribuyentes.

Actividades justifica los −44,5 kJ/mol del Experimento 1 como la diferencia entre una entalpía reticular y dos entalpías de hidratación, y comenta qué efecto tendría un error del cinco por ciento en cualquiera de ellas sobre el signo. Reproduce la descomposición en cuatro pasos del Experimento 2 y utilízala para acotar la entalpía esperada; luego determina, a partir de los 5,2 °C registrados, qué fracción del dióxido de carbono debía seguir en solución cuando se tomó la lectura, y compruébalo con la solubilidad del dióxido de carbono a presión atmosférica. Calcula el pH del ácido antes y el del tampón después. Diseña un paso de calibración, utilizando únicamente el aparato que ya está sobre la mesa, que fijaría la capacidad calorífica del calorímetro, e indica en qué se convertirían ambos resultados si resultara ser de 50 J/K. Compara con el laboratorio 065, donde cinco procesos se tratan de la misma manera.

Esenciales de laboratorio

Instrumentos

• Calorímetro con tapa, agitador motorizado y botones de control verde/rojo
• Termómetro digital
• Balanza electrónica
• Nave de pesada
• Probeta graduada de 100 mL (mide 100 mL en el Experimento 1 y 50 mL en el Experimento 2)
• Contenedor de recuperación y tanque de recuperación

Productos

• Agua destilada (100 mL en el Experimento 1, más el enjuague después de cada experimento)
• NaOH, polvo sólido (4.26 g según lo pesado en el registro, Experimento 1)
• Ácido cítrico 1 mol/L, solución (50 mL, Experimento 2)
• Bicarbonato de sodio₃, polvo sólido (4.4 g según lo pesó en el registro, Experimento 2)