Dos sustancias, un ácido, un calorímetro y una pregunta que un solo experimento no puede responder: ¿cuánt energía se libera cuando el magnesio arde en oxígeno? El magnesio arde con demasiada intensidad y demasiado brillo como para medirlo directamente en un calorímetro escolar, y no se puede lograr que la reacción ocurra lentamente en un vaso de precipitados con agua. La forma de sortear el problema es el truco estándar de la termoquímica: medir dos reacciones que lata se realicen de manera segura, y luego combinarlas aritméticamente para llegar a la que no se puede. Esa es la ley de Hess: debido a que la entalpía es una función de estado, el cambio de energía entre dos estados no depende de la ruta tomada entre ellos, por lo que una reacción que es imposible de medir se puede ensamblar a partir de reacciones que son fáciles.
Las dos reacciones fáciles son las que se realizan aquí. El magnesio metálico se disuelve en ácido clorhídrico, produciendo hidrógeno y una solución de cloruro de magnesio; el óxido de magnesio se disuelve en el mismo ácido, produciendo la misma solución y agua en lugar de hidrógeno. Ambas son exotérmicas, ambas llegan a completarse en pocos minutos y ambas son seguras en un recipiente cerrado con ácido diluido. Restando una de la otra, y sumando la entalpía de formación conocida del agua líquida, queda exactamente la combustión del magnesio. En este laboratorio, usted llevará a cabo ambas reacciones sucesivamente en el mismo calorímetro con 100 mL de ácido clorhídrico 1 mol/L, registrará la temperatura antes y después de cada una, y seguirá ambas en el mismo gráfico de temperatura frente al tiempo —lo cual también hace visible el segundo punto del laboratorio: que dos reacciones entre los mismos elementos pueden liberar cantidades de energía muy diferentes a velocidades muy diferentes.
Objetivos Educativos
Familiarización con el banco de calorimetría
- Identifique el calorímetro, su tapa con los orificios para el agitador y el termómetro, la balanza, la probeta graduada y la pastilla, y establezca lo que cada uno aporta a una determinación.
- Reconózcase que se utiliza el mismo aparato dos veces, de modo que cualquier imperfección del recipiente afecta a ambas ejecuciones por igual y se cancela en gran medida cuando se restan las dos.
Ejecutando una medición repetida limpiamente
- Vacie, enjuague y enfríe el calorímetro entre cada prueba, y explique por qué cada uno de esos tres pasos es necesario antes de poder iniciar la segunda reacción.
- Confirma que la segunda ejecución comienza desde la misma temperatura inicial que la primera, en lugar de asumirlo.
Dos reacciones del mismo metal
- Escribe y balancea ambas ecuaciones, Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂2(ac) + H2(g) y MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(ac) + H2O(l), e identifique qué es igual y qué es diferente en los productos.
- Explique por qué solo el primero produce un gas y qué significa eso para el manejo de un calorímetro cerrado.
Medición calorimétrica
- Aplicar q = mcΔT a cada ejecución y dividir por la cantidad del reactivo limitante para obtener dos entalpías molares.
- Demuestre mediante cálculo que el ácido está en exceso en ambas experiencias, de modo que el metal y el óxido son los que limitan cada reacción.
Ley de Hess
- Establezca la ley de Hess y plantee el ciclo que vincula las dos reacciones medidas y la formación de agua con la formación de óxido de magnesio.
- Combina las tres entalpías con los signos correctos para obtener un valor para una reacción que nunca se llevó a cabo.
Comparando tasas y energías
- Leer dos curvas en un solo conjunto de ejes y comparar tanto la altura alcanzada como la pendiente de la subida.
- Explica por qué la reacción más exotérmica es también la más rápida aquí, e identifica los factores —tamaño de partícula, solubilidad, mecanismo— que hacen que sea así.
Evaluación crítica del resultado
- Compare el valor obtenido con la entalpía de formación publicada del óxido de magnesio y exprese la diferencia como un porcentaje.
- Identifique cuál de las dos ejecuciones contribuye más al error y diga qué tendría que cambiar para reducirlo.
Protocolo
- Mide 100 mL de ácido clorhídrico (HCl) 1 M usando la probeta graduada.
- Vierte el contenido de la probeta en el calorímetro.
- Coloca la tapa al calorímetro.
- Inserte el termómetro en el orificio de la tapa.
- Pese un trozo pequeño de cinta de magnesio (Mg) (aproximadamente 0.5 g) usando la balanza.
- Abre la tapa y coloca el trozo de magnesio en el calorímetro y ciérrala de nuevo lo más rápido posible.
- Activa el temporizador.
- Active el agitador del calorímetro presionando el botón verde de la tapa.
- Observe atentamente la evolución de la temperatura en la tabla de resultados.
- Espera unos 3 minutos o hasta que la temperatura deje de aumentar.
- Detener el cronómetro.
- Reinicia el temporizador presionando el botón Reset.
- Detén el agitador presionando el botón rojo. Retira el termómetro y luego la tapa del calorímetro.
- Vierta el contenido líquido del calorímetro en el recipiente negro de residuos. Retire el trozo de cinta de magnesio usando las pinzas.
- Enjuague el calorímetro, el termómetro y el agitador con agua destilada.
- Deja que el calorímetro se enfríe por unos 30 segundos.
- Repita los pasos del 1 al 11 con aproximadamente 1 g de óxido de magnesio en trozos.
La reacción se acelera 10 veces más rápido, para observar más fácilmente la reacción completa.
Resultados esperados
Ambas ejecuciones calientan el ácido y ambas se estabilizan en unos tres minutos, pero no son iguales: la cinta de magnesio efervesce vigorosamente a medida que se desprende hidrógeno y eleva la temperatura bruscamente, mientras que el óxido de magnesio se disuelve silenciosamente sin gas alguno y produce un aumento menor y más suave. En la gráfica de la tableta, las dos aparecen juntas, el metal como la curva superior y el óxido como la inferior. Estas son las lecturas tomadas del propio termómetro de la simulación durante la ejecución de referencia:
| Corre | Sólido añadido | Inicial T | Final T | ΔT | Gas desprendido |
|---|---|---|---|---|---|
| Parte 1 | Cinta de magnesio, aproximadamente 0,5 g | 22 °C | 37 °C | 15 °C | Hidrógeno, vigoroso |
| Parte 2 | Óxido de magnesio, aproximadamente 1 g | 22 °C | 27 °C | 5 °C | Ninguno |
Ambas reacciones tienen el ácido en exceso, por lo que el sólido es lo que las limita. 100 mL de ácido 1 mol/L son 0.100 mol de HCl. La Parte 1 utiliza 0.5 / 24.305 = 2.06 × 10−2 mol de magnesio, que consume 4,1 × 10−2 mol de ácido; la Parte 2 usa 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10−2 mol de óxido de magnesio, que consume 5,0 × 10−2 mol. Ambos dejan más de la mitad del ácido sin reaccionar, que es la manera correcta de diseñar el experimento: garantiza que cada partícula de sólido se disuelve y que el calor medido corresponde a una cantidad conocida de sustancia.
Convertir cada aumento de temperatura en una entalpía molar. Tomando 100 mL de ácido diluido como 100 g de líquido con la capacidad calorífica específica del agua, 4,18 J g−1 °C−1:
| Paso | Parte 1 — magnesio | Parte 2: óxido de magnesio |
|---|---|---|
| Cantidad de sólido, n = m/M | 0.5 / 24.305 = 2.06 × 10−2 mol | 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10−2 mol |
| Calor liberado, q = mcΔT | 100 × 4,18 × 15 = 6,27 kJ | 100 × 4,18 × 5 = 2,09 kJ |
| Entalpía molar, ΔH = −q/n | −305 kJ/mol | −84 kJ/mol |
| El valor sobre el que se escribió la página | −440 kJ/mol | −150 kJ/mol |
| Valor publicado | −466,9 kJ/mol | −151,1 kJ/mol |
La ley de Hess, para lo cual son las dos ejecuciones. Escribe las dos reacciones medidas y la formación de agua: (1) Mg(s) + 2 H+(ac) → Mg2+(ac) + H2(g), ΔH1; (2) MgO(s) + 2 H+(ac) → Mg2+(ac) + H2O(l), ΔH2; (3) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l), ΔH3 = −285,8 kJ/mol. Al invertir (2) y sumarla a (1) y (3) se cancelan el ion magnesio, los protones, el agua y el hidrógeno, y queda Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s). Por lo tanto, ΔHf(MgO) = ΔH1 − ΔH2 + ΔH3. Con las entalpías publicadas que son −466.9 − (−151.1) + (−285.8) = −601.6 kJ/mol, que es precisamente la entalpía de formación tabulada del óxido de magnesio, el ciclo se cierra exactamente, y ese es el resultado que el laboratorio existe para reproducir.
Por qué el metal supera al óxido por tanto. Ambas reacciones terminan con el mismo ion magnesio acuoso, por lo que la diferencia entre ellas radica enteramente en los materiales de partida. En el óxido de magnesio, el magnesio ya ha sido oxidado: sus electrones ya han sido cedidos, la energía reticular del MgO (aproximadamente −3795 kJ/mol) ya ha sido liberada, y disolverlo en ácido hace poco más que intercambiar el ion óxido por dos moléculas de agua. En el magnesio metálico, los dos electrones de valencia todavía están ahí para perderse, y perderlos ante los protones del ácido es de donde proviene la energía. La reacción del óxido es una neutralización ácido-base; la reacción del metal es una reacción redox. Esa es la única frase que un estudiante debe asimilar, y es la razón por la cual la diferencia es un factor de tres en lugar de un pequeño porcentaje.
Las tarifas también difieren, y por razones distintas. La curva del metal asciende con mayor pendiente y alcanza su meseta antes. Tres factores contribuyen a esto: la reacción del metal es más exotérmica por mol, por lo que calienta su entorno más rápidamente y el factor de Arrhenius juega a su favor; las burbujas de hidrógeno se forman en la cinta y agitan el líquido en la superficie donde importa, exponiendo continuamente metal fresco; y el óxido se añade “en trozos”, por lo que presenta menos superficie por gramo que una cinta fina. Nótese que este último punto es una decisión experimental, no una propiedad de las sustancias —el óxido de magnesio molido reaccionaría más rápido que en trozos, tal como demuestran los laboratorios 061 y 062 para otros sólidos—, por lo que un estudiante no debe concluir que el óxido sea intrínsecamente el reactivo más lento.
Resumen de la asignación por rango de calificación
Grados 9–10
Enfoque: Comparación de dos reacciones exotérmicas del mismo elemento.
Actividades Registre la temperatura inicial y final para cada ejecución y señale los dos aumentos. Describa las dos reacciones con palabras, señalando que una produce un gas y la otra no, y diga cómo podría distinguirlas con los ojos cerrados. Escriba ambas ecuaciones equilibradas. Lea las dos curvas en el gráfico de la tableta y diga qué reacción liberó más energía y cuál terminó antes. Explique por qué el calorímetro debe vaciarse, enjuagarse y enfriarse antes de la segunda ejecución, y qué saldría mal si no se hiciera.
Undécimo grado
Enfoque: Calorimetría cuantitativa de dos reacciones y la razón por la que difieren.
Actividades Calcula la cantidad de magnesio y de óxido de magnesio, y demuestra mediante comparación con los 0,100 mol de ácido disponible que el sólido es el reactivo limitante en ambas pruebas. Aplica q = mcΔT a cada ejecución con la sustitución escrita, y luego obtener ambas entalpías molares. Explicar en función de los estados de oxidación por qué el metal libera aproximadamente tres veces más energía por mol que el óxido, e identificar una reacción como redox y la otra como neutralización. Calcular el volumen de hidrógeno producido en la Parte 1 y comentar sobre realizar eso dentro de un calorímetro cerrado.
12.º curso / Nivel universitario
Enfoque: La ley de Hess, la propagación de errores y la credibilidad de un resultado derivado.
Actividades Exponga explícitamente el ciclo de tres pasos, con cada ecuación invertida o retenida según sea necesario, y muestre qué especies se cancelan. Combine las entalpías para obtener la entalpía de formación del óxido de magnesio, primero a partir de los valores medidos y luego de los publicados, y compare ambas con el valor tabulado de −601,6 kJ/mol. Diseñe la calibración que proporcionaría la capacidad calorífica del calorímetro. Finalmente, explique por qué este ciclo es la forma estándar de obtener una entalpía de combustión que no se puede medir directamente, y mencione otra cantidad obtenida de la misma manera.
Esenciales de laboratorio
Instrumentos
- Calorímetro con tapa aislante, puerto para termómetro y agitador integrado (botón verde para iniciar, rojo para detener)
- Termómetro, introducido a través de la tapa (muestra grados Celsius enteros)
- Balanza electrónica
- Probeta graduada, 100 mL, para medir el ácido
- Temporizador, con un botón de reinicio, utilizado una vez para cada ejecución
- Pinzas, para sacar la cinta que no ha reaccionado del calorímetro
- Espátula
- Vaso de precipitados (1000 mL) y contenedor de recuperación negro, para el ácido agotado y los enjuagues
- Frasco lavador con agua destilada, para enjuagar el calorímetro, el termómetro y el agitador entre mediciones
- Tableta, para el protocolo, la tabla de resultados y el gráfico de temperatura frente al tiempo
Productos
- HCl 1 mol/L (solución), 100 mL para cada una de las dos ejecuciones
- Magnesio (en cinta), unos 0,5 g
- Óxido de magnesio (en trozos), aprox. 1 g
- Agua destilada, para enjuagar