065 – Ley de Hess

La calorimetría es la forma en que la química le asigna un valor numérico al calor. Un recipiente se aísla de modo que cualquier energía que un proceso libere o absorba permanezca en su contenido; la temperatura de dicho contenido se lee antes y después, y la energía se deduce a partir de la masa, la capacidad calorífica específica y el cambio de temperatura. Los números obtenidos de este modo son los que un ingeniero de procesos utiliza para dimensionar una camisa de enfriamiento, los que un laboratorio de alimentos reporta como conteo de calorías, y los que una planta de cal o cemento utiliza para calcular el combustible necesario para expulsar el dióxido de carbono de la piedra caliza.

La medida vale la pena porque la entalpía es una función de estado: el calor intercambiado al pasar de un conjunto de sustancias a otro depende únicamente de cuáles sean esas sustancias, no de la ruta tomada entre ellas. Esa es la ley de Hess. Significa que una reacción demasiado lenta, demasiado violenta o demasiado impura para medirla directamente aún puede obtenerse sumando las entalpías de cualquier secuencia de etapas que comience y termine en el lugar correcto. También significa que un calor medido no dice nada por sí solo; tiene que dividirse por la cantidad de sustancia responsable de él, de modo que cada resultado calorimétrico comienza con un recuento de moles y un reactivo limitante.

En este laboratorio ejecutarás cinco procesos en el mismo calorímetro y registrarás la temperatura antes y después de cada uno. Dos son físicos: la mezcla de etanol con agua y la disolución de cloruro de amonio en agua. Intercambian calor en direcciones opuestas. Uno es un control en el que no ocurre nada medible. Los otros dos son químicos: el carbonato de calcio atacado por ácido clorhídrico y el ácido clorhídrico neutralizado por hidróxido de sodio. Convertirás cada cambio de temperatura en una entalpía por mol, compararás los cinco entre sí y luego usarás la ley de Hess para demostrar que el menor de los cinco es la pequeña diferencia entre dos números mucho mayores.

Objetivos Educativos

Técnica calorimétrica

• Cargue un calorímetro, cierre la tapa, agite el contenido y tome una temperatura inicial y una final en el orden correcto.
• Explica qué aportan la tapa y el agitador, y por qué una lectura tomada antes de agitar no es la temperatura de la mezcla.

Medición de una cantidad de sustancia

• Entregue 100 mL de un líquido con una probeta graduada y pese un polvo en un pesasustancias tarado con una aproximación de 0,01 g.
• Convierte un volumen y una concentración, o una masa y una masa molar, en un número de moles antes de calcular cualquier energía.

Convertir un cambio de temperatura en una entalpía

• Aplica q = m × c × ΔT al contenido del calorímetro y luego ΔH = −q / n para obtener una entalpía molar con el signo correcto.
• Identifica primero el reactivo limitante y utiliza su número de moles en lugar del mayor.

Diferenciar los efectos del calor físico de los químicos

• Clasifique cada uno de los cinco procesos como mezcla, disolución o reacción, y diga en cada caso qué enlaces o fuerzas intermoleculares se rompen y cuáles se forman.
• Utilice los términos exotérmico y endotérmico con la convención de signos que les corresponde, en lugar de como etiquetas para caliente y frío.

Aplicación de la ley de Hess

• Elabora una ruta de dos pasos para una reacción cuya entalpía sea difícil de medir y demuestra que la suma de los dos pasos da como resultado el valor de un solo paso.
• Reconoce la anulación de los iones espectadores y explica por qué cada ácido fuerte neutralizado por cada base fuerte da lugar a la misma entalpía molar.

Interpretación de un experimento de control

• Explica qué demuestra el Experimento 3, aunque en él no ocurra nada, y por qué la interpretación del Experimento 4 depende de él.

Cómo evaluar hasta qué punto se puede confiar en un resultado calorimétrico

• Explica por qué es la capacidad calorífica específica del contenido, y no la del agua, la que debe utilizarse en el cálculo.

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

Cinco procesos, un calorímetro y un cambio de temperatura que debe convertirse en una entalpía en cada caso. La tabla recopila lo que debería arrojar cada experimento. La columna de capacidad calorífica es la capacidad de los contenidos del calorímetro, la cual no es la misma de un experimento a otro, y esta es la razón por la cual los cinco cambios de temperatura no son proporcionales a las cinco entalpías molares.

De un cambio de temperatura a una entalpía

Cada uno de los cinco resultados se obtiene de la misma manera, en dos pasos. 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 de la sustancia para la cual se calcula la entalpía, y el signo menos convierte “el contenido se calentó” en “el proceso liberó energía”. El experimento 5 se desarrolló de la siguiente manera: 200 mL de solución mezclada tienen una masa de aproximadamente 203 g y una capacidad calorífica específica de aproximadamente 4.16 J/(g·K), por lo que el contenido retiene 203 × 4.16 = 845 J/K; un aumento de 6.4 °C corresponde por lo tanto a q = 845 × 6.4 = 5.41 kJ; y dado que 100 mL de ácido 1 mol/L contienen 0.100 mol, ΔH = −5.41 / 0.100 = −54 kJ por mol de HCl.

El paso en el que los estudiantes se equivocan más a menudo es el de la capacidad calorífica. Es tentador usar 4,18 J/(g·K) para todo, porque la mayor parte de lo que hay en el recipiente es agua. En el Experimento 1 eso da una respuesta incorrecta por casi una cuarta parte: el contenido es de 100 g de agua a 4,18 más 78,9 g de etanol a 2,44 J/(g·K), por lo que la capacidad es 100 × 4,18 + 78,9 × 2,44 = 418 + 192 = 610 J/K, mientras que 178,9 g de agua serían 748 J/K. Usar la cifra del agua con los 8,0 °C observados daría 6,0 kJ en lugar de 4,88 kJ y una entalpía molar de −3,5 en lugar de −2,85 kJ/mol. La misma precaución se aplica, de manera menos grave, a las disoluciones salinas concentradas de los Experimentos 2, 4 y 5, cuyas capacidades caloríficas específicas se sitúan entre un 4 y un 7 por ciento por debajo de la del agua pura.

Experimento 1: etanol y agua: un proceso físico y se calienta

Nada reacciona aquí. No se rompe ningún enlace dentro de una molécula de agua o de etanol, y no se crea ninguna sustancia nueva; lo que cambia es qué moléculas están unidas por puentes de hidrógeno a cuáles. Romper la red de puentes de hidrógeno del agua pura y la red más débil del etanol puro requiere energía, y la formación de puentes de hidrógeno entre agua y etanol la devuelve. El grupo hidroxilo del etanol es un buen dador y aceptor, y la pequeña molécula de etanol encaja en la red del agua sin perturbar gran parte de ella, por lo que se recupera un poco más de energía de la que se invirtió y la mezcla se calienta. 100 mL de etanol son 78,9 g, o 1,71 mol con M = 46,07 g/mol; con la capacidad de los componentes de 610 J/K, un aumento de 8,0 °C son 4,88 kJ, lo que equivale a 2,85 kJ por mol de etanol. Expresado por mol de toda la mezcla —5,55 moles de agua más 1,71 moles de etanol, es decir, 7,26 moles—, eso es 0,67 kJ/mol, lo cual se sitúa de lleno dentro de la entalpía de mezcla en exceso publicada para este sistema, cuyo mínimo es de aproximadamente 0,8 kJ/mol cerca de una fracción molar de etanol de 0,2. La cifra en esta página es, por lo tanto, realista, no conveniente.

El mismo ajuste intermolecular se manifiesta en el volumen, y vale la pena medirlo. El volumen de exceso de mezcla para el agua y el etanol a esta composición es de aproximadamente −0,9 cm³ por mol de mezcla, de modo que 7,26 moles se contraen en aproximadamente 7 mL: verter 100 mL en 100 mL da unos 193 mL, no 200. Un estudiante que lee el nivel en el calorímetro y nota que falta no ha derramado nada. La contracción y el calentamiento son dos caras de un mismo hecho: que el líquido mezclado está más fuertemente unido que cualquiera de los líquidos puros por separado.

Experimento 2 — cloruro de amonio: un proceso físico y se enfría

La disolución de un sólido iónico es la suma de dos términos opuestos grandes. La red cristalina tiene que ser separada, lo que cuesta la entalpía reticular, +705 kJ/mol para NH₄Cl; los iones separados se hidratan a continuación, lo que devuelve unos −690 kJ/mol. La entalpía de disolución medida es el pequeño residuo, +14,8 kJ/mol, alrededor del 2 por ciento de cualquiera de los dos términos, lo cual es exactamente la razón por la cual las entalpías de disolución son difíciles de predecir y fáciles de medir, y por qué deben medirse. Aquí el residuo es positivo, por lo que el proceso extrae calor del agua y la temperatura baja. Con 9,2 g, o 0,172 mol a M = 53,49 g/mol, la disolución cede 0,172 × 14,8 = 2,55 kJ; el contenido es de 109,2 g a unos 3,90 J/(g·K), por lo que son 426 J/K, y la caída es de 2550 / 426 = 6,0 °C.

Como aquí nada es limitante, el tamaño de la caída está determinado únicamente por la cantidad de sal que se pesó: unos 0,65 °C por gramo, de modo que un gramo menos de la cantidad objetivo cuesta un grado entero de señal. Pese lo más cerca posible de 9,2 g de lo que la balanza permita. La sal se disuelve por completo —9,2 g en 100 mL equivalen a 1,72 mol/L frente a una solubilidad cercana a los 37 g por 100 mL a temperatura ambiente, por lo que la disolución se encuentra aproximadamente a una cuarta parte de la saturación y no debe quedar ningún residuo en el recipiente. Este es el principio detrás de una compresa fría instantánea, que consiste en una bolsa de agua y un sobre de una sal de amonio.

Experimento 3: carbonato de calcio en agua: el control y por qué es necesario

El termómetro no debe moverse. El carbonato de calcio no es insoluble en el sentido absoluto —nada lo es—, pero está lo suficientemente cerca como para que la distinción no pueda verse en un calorímetro. Su producto de solubilidad es K_español = 3,3 × 10⁻⁹, por lo que una solución saturada contiene √K_español = 5,7 × 10⁻⁵ mol/L de iones de calcio. En 100 mL eso es 5.7 × 10⁻⁶ mol, o 0,57 mg de los 9,5 g pesados: seis milésimas de uno por ciento. Con una entalpía de disolución de unos −12,3 kJ/mol, el calor liberado es de 0,07 J, y 0,07 J distribuidos en 420 J/K de contenido suponen un aumento de temperatura de 0,0002 °C. Un termómetro tendría que ser unas treinta y cinco mil veces más sensible que uno que mide grados enteros para detectarlo. La agitación no cambia nada, porque el límite es termodinámico y no cinético: el agua se satura en segundos y permanece así.

Sería fácil considerar esto como un experimento desperdiciado, y es el que tiene más probabilidades de ser omitido. No debería ser así, porque es el tramo de referencia sobre el que se apoya el Experimento 4. El Experimento 4 coloca los mismos 9.5 g del mismo polvo en 100 mL de líquido y registra un aumento de varios grados. Sin el Experimento 3, un estudiante no puede afirmar si ese calor provino del carbonato al encontrarse con el ácido o simplemente del carbonato al encontrarse con un líquido. El Experimento 3 elimina la segunda posibilidad y, al hacerlo, autoriza que la totalidad de la entalpía del Experimento 4 se atribuya a la reacción. Un control que no arroja ningún resultado aun así ha arrojado un resultado.

Experimento 4 — carbonato y ácido, y la ley de Hess en acción

La reacción es CaCO₃(s) + 2 HCl(aq) → CaCl₂(ac) + H₂O(l) + CO₂(g), por lo que se consumen dos moles de ácido por cada mol de carbonato, y el gas sale del recipiente. Haga un inventario antes de calcular nada: 9,5 g de CaCO₃ a M = 100,09 g/mol es 0,095 mol, lo que requiere 0,190 mol de HCl, y 100 mL de ácido 2 mol/L suministran 0,200 mol. El carbonato es el reactivo limitante y el ácido está en un exceso de solo el 5 por ciento, que es el margen más estrecho de todo este laboratorio: pese un gramo de más y el ácido se agotará antes que el polvo, y el calor medido será insuficiente. A −14,6 kJ por mol de carbonato, la reacción libera 0,095 × 14,6 = 1,39 kJ, y frente a un contenido de unos 375 J/K, eso representa un aumento de 3,7 °C. Eso es lo que mostraría el contenido por sí solo; el termómetro marca un poco menos. Una prueba registrada en el diario de resultados comienza a 21,3 °C y se estabiliza en 24,3 °C, un aumento de 3,0 °C, alcanzando la meseta en poco menos de un minuto en el cronómetro. La diferencia se debe a que el calorímetro mismo absorbe su parte de los 1,39 kJ: al dividir 1,39 kJ entre los 3,0 °C observados se obtiene un valor efectivo de 460 J/K, y los ≈85 J/K por encima de los 375 J/K del contenido representan la constante del calorímetro hecha visible. Comparar los dos aumentos es la estimación más rápida de esa constante que ofrece este laboratorio. El protocolo señala que la simulación ejecuta la reacción mucho más rápido que la realidad, por lo que el tiempo transcurrido en pantalla corresponde a varios minutos en el banco de trabajo. Ahora bien, el propósito del laboratorio. 14,6 kJ/mol es un número pequeño, y lo interesante de él es que es pequeño: una cuarta parte de la neutralización del Experimento 5, proveniente de una reacción que efervesce visiblemente y disuelve un sólido. La ley de Hess lo explica, porque el cambio global se puede alcanzar mediante una ruta a través de dos pasos cuyas entalpías son individualmente enormes.

Lea esa tabla como una cancelación. El paso 1 es la calcinación, la descomposición industrial de la piedra caliza en cal viva, y es fuertemente endotérmico: hay que suministrar 179 kJ por cada mol, razón por la cual un horno de cal quema combustible. El paso 2 es la cal viva atacada por un ácido, que es fuertemente exotérmico a −193.4 kJ/mol. Súmelos y el CaO se cancela de ambos lados, dejando la reacción que realmente se lleva a cabo en el calorímetro con una entalpía de −14.4 kJ/mol —una diferencia del 7 por ciento entre dos números del orden de 190—. El calor que un estudiante mide en el Experimento 4 es pequeño no porque ocurra poco, sino porque ocurren muchas cosas en dos direcciones a la vez. Eso es lo más útil que hace la ley de Hess: permite obtener una cantidad como la diferencia de cantidades grandes medibles por separado cuando la cantidad en sí es difícil de aislar. El laboratorio 060 construye el mismo tipo de ciclo para el magnesio y el óxido de magnesio.

Tanto las entalpías de cada etapa, como los −14.4 kJ/mol que suman, se deducen de las entalpías estándar de formación, por lo que un profesor puede reconstruir cada figura de esta página a partir de una tabla de datos en lugar de tener que aceptarla por fe. Para la etapa 1, ΔH = [−635.1 + (−393.5)] − [−1207.6] = +179.0 kJ/mol. Para la etapa 2, ΔH = [−877.1 + (−285.8)] − [−635.1 + 2(−167.2)] = −1162.9 − (−969.5) = −193.4 kJ/mol. Y directamente, en una sola etapa, ΔH = [−877.1 − 285.8 − 393.5] − [−1207.6 + 2(−167.2)] = −1556.4 + 1542.0 = −14.4 kJ/mol. Los tres cálculos utilizan la misma tabla y coinciden, lo cual es el significado de que la entalpía sea una función de estado.

Experimento 5: neutralización y la ley de Hess por segunda vez

Escrita por completo, la reacción es HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l), pero esa ecuación contiene dos iones que no hacen nada. El sodio es un catión hidratado antes de la mezcla y un catión hidratado después de ella; el cloruro de igual manera. Táchelos y lo que queda es H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) — la formación de un enlace covalente O–H a partir de dos iones separados, y el único evento químico en el recipiente. Ambas rutas deben dar la misma entalpía, y así lo hacen. A partir de la ecuación molecular, ΔH = [−407.3 + (−285.8)] − [−167.2 + (−470.1)] = −693.1 + 637.3 = −55.8 kJ/mol. A partir de la ecuación iónica neta, ΔH = [−285.8] − [0 + (−230.0)] = −55.8 kJ/mol. Idénticas, porque los términos espectadores que se omitieron se cancelaron exactamente, lo cual es la ley de Hess aplicada no a una secuencia de pasos sino a dos descripciones diferentes del mismo paso.

Eso tiene una consecuencia que vale la pena destacar, porque es la razón por la cual esta medida aparece en todos los cursos introductorios. Dado que los espectadores se cancelan, la entalpía de neutralización no depende de qué ácido fuerte o qué base fuerte se haya utilizado. El ácido nítrico y el hidróxido de potasio darían la misma cifra; al igual que el ácido sulfúrico, por mol de ion hidrógeno. Cualquier par que esté completamente disociado está realizando la reacción idéntica, y la constancia del valor medido entre dichos pares es la evidencia experimental de que los ácidos fuertes realmente están completamente disociados. Un ácido débil da una cifra menor, porque parte de la energía liberada se gasta en disociar primero el ácido, y esa diferencia es cómo se obtiene una entalpía de disociación.

Cuantitativamente: 100 mL de NaOH 1 mol/L contienen 0,100 mol y 100 mL de HCl 1 mol/L contienen 0,100 mol, por lo que ambos son exactamente equivalentes, ninguno está en exceso, y el producto es 200 mL de cloruro de sodio 0,5 mol/L a pH 7. El valor registrado para este laboratorio es de 54 kJ liberados por mol, lo que da 5,40 kJ y un aumento de 6,4 °C. A modo de comparación, la tabla de entalpía de formación anterior devuelve −55,8 kJ/mol y el valor que se suele tabular para ácido fuerte diluido con base fuerte es de −57,1 a −57,3 kJ/mol; los 54 kJ/mol del laboratorio están entre un 3 y un 6 por ciento por debajo de estos, que es la dirección y aproximadamente la magnitud del déficit que produce un calorímetro no calibrado, ya que el calor absorbido por el propio recipiente nunca se cuenta.

Coloca los cinco resultados uno al lado del otro y el orden es la lección. Reorganizar los enlaces de hidrógeno entre dos líquidos que ya los tenían cuesta o devuelve unos pocos kilojulios por mol (Experimento 1, 2,85). Desarmar una red iónica e hidratar las piezas es la casi cancelación de dos términos de alrededor de 700 kJ/mol, dejando un residuo del mismo orden pequeño (Experimento 2, 14,8). Disolver un sólido cuya red el agua no puede romper no devuelve nada en absoluto (Experimento 3). Una reacción cuyas dos mitades de ruta casi se cancelan devuelve un residuo de tamaño similar (Experimento 4, 14,6). Pero hacer un enlace covalente donde no lo había devuelve diecinueve veces lo que hace el Experimento 1 (Experimento 5, 54). El cambio químico y el cambio físico no son diferentes en esencia aquí —ambos son energías de enlace que se intercambian—, sino que se diferencian por un orden de magnitud en cuánta energía está en juego.

Resumen de la asignación por rango de calificación

Grados 9–10

Enfoque: exotérmico y endotérmico como categorías observables y medición cuidadosa. Los estudiantes deben terminar siendo capaces de decir cuál de los cinco procesos liberó calor, cuál lo absorbió y cuál no hizo ninguna de las dos cosas, y de usar las dos palabras correctamente.

Actividades ejecute los cinco experimentos y registre la temperatura inicial y final de cada uno en una tabla de su propia elaboración, con el signo de cada cambio. Clasifique los cinco en calentados, enfriados y sin cambios. Prediga, antes de ejecutar el Experimento 3, qué debería hacer con la temperatura una sustancia que no se disuelve, y luego diga si la predicción se cumplió. Escriba la ecuación en palabras para los Experimentos 4 y 5.

Undécimo grado

Enfoque: la conversión de un cambio de temperatura en una entalpía molar. El paso de una lectura en una pantalla a un número que se puede comparar con un libro de datos es todo este intervalo.

Actividades Para cada experimento, calcule el número de moles involucrados, identifique el reactivo limitante cuando lo haya, aplique q = m × c × ΔT y luego ΔH = −q / n, y compare el resultado con el valor citado aquí. Ajuste la ecuación para el Experimento 4 y demuestre que el ácido está en un exceso del 5 por ciento. Explique por qué la caída de temperatura en el Experimento 2 es proporcional a la masa pesada, mientras que el aumento en el Experimento 4 no es proporcional a nada que el alumno controle. Justifique el orden de las cinco entalpías molares.

12.º curso / Nivel universitario

Enfoque: La ley de Hess como herramienta de trabajo y un análisis de errores honesto. Los estudiantes deben ser capaces de construir una ruta, defender la aritmética a partir de una tabla de entalpías de formación y declarar de qué parte de la discrepancia con los valores publicados puede dar cuenta su aparato.

Actividades reproduce la ruta de calcinación de dos pasos para el Experimento 4 y demuestre que suma al valor de un solo paso; derive las tres entalpías de forma independiente a partir de la tabla de entalpías estándar de formación. Demuestre que las ecuaciones moleculares e iónicas netas del Experimento 5 dan el mismo resultado, y argumente a partir de ello la afirmación de que la entalpía de neutralización de cualquier ácido fuerte por cualquier base fuerte es la misma. Estime el calor evacuado por el dióxido de carbono en el Experimento 4. Diseñe, sin ejecutarlo, un paso de calibración que fije la capacidad calorífica del calorímetro, y diga en qué se convertirían los cinco resultados si resultara ser de 50 J/K. Compare este ciclo con el ciclo del magnesio y óxido de magnesio del laboratorio 060.

Esenciales de laboratorio

Instrumentos

• Calorímetro con tapa aislada, agitador motorizado y botones de control verde/rojo
• Termómetro digital
• Balanza electrónica
• Nave de pesada
• Probeta graduada, 250 mL (cada experimento mide 100 mL; la probeta de 70 mL que también se suministra no tendrá la capacidad suficiente)
• Espátula (Experimento 3, para transferir el carbonato no disuelto)
• Cronómetro o temporizador (solo para el experimento 4)
• Frasco lavador de agua destilada
• Contenedor de recuperación y tanque de recuperación

Productos

• Agua destilada (100 mL en los experimentos 1, 2 y 3, más el enjuague entre cada experimento)
• Etanol, líquido (100 mL, Experimento 1)
• NH₄Cl, en polvo (9,2 g, Experimento 2)
• CaCO₃, polvo (9,5 g en cada uno de los Experimentos 3 y 4)
• HCl 2 mol/L, solución (100 mL, Experimento 4)
• HCl 1 mol/L, solución (100 mL, Experimento 5)
• NaOH 1 mol/L, solución (100 mL, Experimento 5)