065 – Ley de Hess

Esta sesión de laboratorio está diseñada como una exploración integral de las reacciones químicas y los intercambios térmicos a través de cuatro experimentos distintos, cada uno con el objetivo de comprender diferentes aspectos de la termoquímica y la cinética química.

Objetivos Educativos

  • Técnicas de medición de volumen y temperatura: Los estudiantes refinarán sus habilidades en el uso de probetas graduadas para mediciones de volumen y termómetros para observaciones de temperatura, mejorando su precisión y exactitud en la química experimental.
  • Observación de reacciones químicas: Los participantes obtendrán información sobre la naturaleza de las reacciones químicas, específicamente cómo la mezcla de diferentes sustancias puede generar cambios térmicos, ilustrando los principios de la termoquímica.
  • Exploración de variaciones de reacción: Al alterar componentes como disolventes o reactivos, los estudiantes explorarán cómo las condiciones experimentales afectan los resultados de la reacción, fomentando una comprensión más profunda de la cinética química.
  • Termoquímica y conceptos de cinética: Este laboratorio tiene como objetivo proporcionar una comprensión práctica de la termoquímica y la cinética química, enfatizando los efectos térmicos de las reacciones químicas y los factores que influyen en las velocidades de reacción.

A través de estas experiencias, los estudiantes no solo se familiarizarán con los procedimientos experimentales estándar en química, sino que también adquirirán experiencia práctica en la manipulación de equipos de laboratorio y en la interpretación de datos experimentales.

Este enfoque práctico para el aprendizaje permite a los estudiantes aplicar conocimientos teóricos de química a escenarios del mundo real, reforzando su comprensión de los principios fundamentales dentro de la disciplina. La sesión de laboratorio resalta la importancia de la medición y el control precisos en la experimentación química, ofreciendo valiosas lecciones sobre el comportamiento térmico de las reacciones químicas y el impacto de la variación de las condiciones experimentales.

Protocolo

Experimento 1: Agua + Alcohol

  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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
  5. Mide 100 mL de etanol usando la probeta graduada.
  6. Vierte el contenido de la probeta en el calorímetro.
  7. Coloca la tapa sobre el calorímetro.
  8. Pulsa el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro y deja que agite durante al menos 10 segundos.
  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.
  15. Enjuaga la probeta con agua destilada y vacía su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 2: Agua + NH4Cl

  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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
  5. Pese aproximadamente 9.2 g (6 mL) de cloruro de amonio en polvo utilizando la cápsula de pesaje.
  6. Vierte el contenido del recipiente de pesaje en el calorímetro.
  7. Coloca la tapa sobre el calorímetro.
  8. Presiona el botón del agitador verde en la tapa del calorímetro y deja que agite durante al menos 10 segundos.
  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.
  15. Enjuaga la probeta con agua destilada y vacía su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 3: Agua + CaCO₃3

  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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
  5. Pesar aproximadamente 9,5 g (3,5 mL) de carbonato de calcio en polvo usando el recipiente de pesaje.
  6. Vierte el contenido del recipiente de pesaje en el calorímetro.
  7. Coloca la tapa al calorímetro.
  8. Presiona el botón del agitador verde en la tapa del calorímetro y deja que agite durante al menos 10 segundos.
  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. Retira la tapa del calorímetro y vierte el contenido líquido en el recipiente de recuperación negro y transfiere los sólidos con las espátulas.
  14. Enjuague el calorímetro con agua destilada y vierta su contenido en el tanque de recuperación.
  15. Enjuaga la probeta con agua destilada y vacía su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 4: HCl + CaCO3

  1. Mida 100 mL de ácido clorhídrico (HCl) 2 M 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 ácido clorhídrico aparecerá en la tabla de resultados.
  5. Pesar aproximadamente 9,5 g (3,5 mL) de carbonato de calcio en polvo usando el recipiente de pesaje.
  6. Vierte el contenido del recipiente de pesaje en el calorímetro.
  7. Coloca la tapa al calorímetro.
  8. Inserte el termómetro digital en la tapa del calorímetro.
  9. Pon en marcha el cronómetro.
  10. Presione el botón del agitador verde en la tapa del calorímetro y déjelo agitar.
  11. Observa la reacción que ocurre en la gráfica de temperatura contra tiempo.
  12. Cuando la reacción esté completa (la temperatura habrá alcanzado una meseta), detenga el cronómetro.
  13. Detén el agitador presionando el botón rojo.
  14. Retira el termómetro de la tapa del calorímetro.
  15. Retire la tapa del calorímetro y vacíe su contenido en el contenedor de recuperación.
  16. Enjuague el calorímetro con agua destilada y vierta su contenido en el tanque de recuperación.
  17. Enjuaga la probeta con agua destilada y vacía su contenido en el tanque de recuperación.

Nota: La velocidad de reacción se acelera 10 veces.

Experimento 5: HCl + NaOH

  1. Mida 100 mL de NaOH 1M 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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
  5. Mide 100 mL de HCl 1M usando la probeta graduada.
  6. Vierte el contenido de la probeta en el calorímetro.
  7. Coloca la tapa al calorímetro.
  8. Pulsa el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro y deja que agite durante al menos 10 segundos.
  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.
  15. Enjuaga la probeta con agua destilada y vacía su contenido en el tanque de recuperación.

Resultados esperados

Experimento 1: Agua + Etanol

Añadir 100 mL de etanol a 100 mL de agua es una reacción exotérmica, que debería aumentar la temperatura del agua en aproximadamente 8 °C. Hay una liberación de 1,537 kJ/mol por mol de etanol. Cuando el etanol (C2H5OH) se mezcla con el agua (H2O), los dos líquidos forman una solución. Este proceso implica la ruptura y formación de fuerzas intermoleculares. Inicialmente, se rompen los puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua y las fuerzas de van der Waals entre las moléculas de etanol. Se forman nuevos puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua y etanol. La formación de estas nuevas fuerzas intermoleculares libera energía, lo que resulta en una reacción exotérmica que aumenta la temperatura de la solución. Las capacidades caloríficas específicas de las sustancias y la energía total liberada durante la formación de los nuevos enlaces contribuyen al cambio de temperatura observado.

Experimento 2: Agua + NH4Cl

Esta es una reacción endotérmica, donde la reacción consume 14.8 kJ/mol por mol de NH4Cl. La temperatura debería bajar entre 5 y 8 grados.

Experimento 3: Agua + CaCO3

Dado que el CaCO₃ es insoluble en agua, no se espera un cambio de temperatura significativo, lo que indica que no hay reacción.

Experimento 4: HCl + CaCO3

Esto debería resultar en una reacción donde el CaCO3 reacciona con el HCl para producir cloruro de calcio, agua y dióxido de carbono, lo que lleva a un aumento de temperatura de aproximadamente 19.5 C en 35 segundos (velocidad acelerada 10 veces). Cada mol de CaCO3 debería reaccionar con 0.5 mol de HCl para producir 1600 kJ. Este experimento involucra una reacción ácido-base donde el ácido clorhídrico (HCl) reacciona con el carbonato de calcio (CaCO3) para formar cloruro de calcio (CaCl2), agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2).

Experimento 5: HCl + NaOH

Se espera una reacción de neutralización exotérmica. La temperatura debería aumentar, idealmente en unos 6.4°C, lo que indica la liberación de energía. La reacción produce 54 kJ/mol por mol de HCl. Este experimento presenta una reacción de neutralización, un tipo de reacción exotérmica donde un ácido (HCl) y una base (NaOH) reaccionan para formar agua (H2O) y una sal (NaCl). Durante la reacción, los iones de hidrógeno (H+) del ácido reaccionan con los iones hidróxido (OH−) de la base para formar agua.

En cada experimento, los cambios de temperatura observados son indicadores de la dinámica energética involucrada en los procesos químicos, reflejando la naturaleza exotérmica o endotérmica de las reacciones.

Resumen de la asignación por rango de calificación

Resumen de la asignación por rango de calificación

Grados 3-5 (Edades 8-10)

  • EnfoqueIntroducción básica a las reacciones químicas, cambios de temperatura y técnicas de medición.
  • ActividadesObservación de cambios térmicos simples durante reacciones químicas, usando termómetros y probetas, instrucciones básicas de seguridad.

Grados 6-8 (Edades 11-13)

  • EnfoqueComprensión intermedia de termoquímica, cinética química y exactitud de mediciones.
  • Actividades: Realizar reacciones, medir volúmenes y temperaturas, observar cómo diferentes reactivos y disolventes afectan los resultados de las reacciones, seguir protocolos de seguridad detallados.

Grados 9-12 (Edades 14-18)

  • Enfoque: Comprensión avanzada de termoquímica, la ley de Hess y precisión experimental.
  • Actividades: Medir con precisión volúmenes y temperaturas, realizar experimentos detallados para explorar los efectos térmicos de las reacciones químicas, analizar cómo los cambios en los reactivos y disolventes influyen en las velocidades de reacción, registrar e interpretar detalladamente los resultados, adherirse a protocolos de seguridad avanzados, reforzar conceptos de cinética y termodinámica química.

Esenciales de laboratorio

Instrumentos

  • Vaso de precipitado (500ml y 1000ml)
  • Calorímetro
  • Balanza electrónica
  • Probetas Graduadas (70 ml y 250 ml)
  • Espátulas
  • Termómetros
  • Temporizador
  • Pinzas

Productos

  • NH4Cl (polvo)
  • CaCO3 (polvo)
  • Etanol (líquido)
  • HCl 1M (solución).
  • HCl 2M (solución).
  • NaOH 1M (solución)
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