La calorimetría es la forma en que se mide el contenido energético de cualquier cosa: la cifra de calorías en una etiqueta de alimentos, el valor calorífico de un combustible, el calor residual que emite una batería mientras se carga, el calor liberado cuando el hormigón fragua en el muro de una presa. El método nunca cambia: realizar el proceso dentro de un recipiente aislado cuya capacidad calorífica se conoce, y medir el cambio de temperatura de lo que está dentro. Aquí el proceso es la reacción del magnesio metálico con ácido clorhídrico, Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(ac) + H2(g), que es una de las reacciones más fuertemente exotérmicas disponibles a escala escolar.
La energía almacenada en el enlace metálico del magnesio y en los protones hidratados del ácido se libera a medida que avanza la reacción y, debido a que un calorímetro pierde muy poco calor hacia la sala, casi toda se manifiesta como un aumento en la temperatura del líquido. Medir la magnitud de dicho aumento proporciona la entalpía de la reacción. Como la temperatura se registra de forma continua en lugar de leerse una sola vez al final, el mismo experimento responde a una segunda pregunta al mismo tiempo: qué tan rápido transcurre la reacción, deducido de cuán empinada es la subida de la temperatura y de cuándo se estabiliza. Ambas respuestas están vinculadas, porque el calor que libera la reacción calienta la mezcla y una mezcla más caliente reacciona más rápido. En este laboratorio, usted medirá 100 mL de ácido clorhídrico en el calorímetro y registrará su temperatura, pesará unos 0.2 g de polvo de magnesio y los añadirá, cerrará la tapa, pondrá en marcha el agitador y el cronómetro, y seguirá la temperatura en la gráfica de la tableta hasta que deje de subir.
Objetivos Educativos
Familiarización con el banco de calorimetría
- Ubique el calorímetro, su tapa con el agitador integrado, el termómetro digital, la balanza, la probeta graduada y la tableta, y comprenda lo que cada uno aporta a una sola medición.
- Reconocer que un calorímetro no es simplemente un recipiente: su valor radica en limitar el calor intercambiado con la habitación durante los pocos minutos que dura la reacción.
Uso de la balanza y de un platillo de pesaje
- Tarar una pesasustancias y pesar una pequeña masa de polvo con la resolución que ofrece la balanza, sin perder nada de ella en el traslado.
- Explique por qué se debe conocer la masa de magnesio antes de que comience la reacción y no se puede recuperar después.
Funcionamiento del calorímetro
- Monta el calorímetro siguiendo el orden correcto —primero el líquido, luego registrar la temperatura, añadir el sólido, cerrar la tapa, introducir el termómetro y poner en marcha el agitador— y explica por qué cada paso se realiza en ese orden concreto.
- Explica la función del agitador: sin él, el termómetro lee el líquido junto al metal en lugar de la temperatura promedio del contenido.
Seguimiento de una reacción en tiempo real
- Leer una curva de temperatura frente al tiempo e identificar la temperatura inicial, la parte más empinada de la subida y la meseta que marca el final de la reacción.
- Utiliza el cronómetro y el gráfico conjuntamente para determinar cuánto tiempo duró la reacción, en lugar de basarte únicamente en una sola lectura al final.
Cálculo de entalpía
- Aplicar q = mcΔT para convertir un aumento de temperatura en una cantidad de calor, indicando la sustitución de forma detallada.
- Convierte ese calor en la entalpía molar de la reacción dividiéndolo por la cantidad del reactivo limitante, e identifica cuál es ese reactivo.
Velocidad de reacción
- Convierte la curva de temperatura en un grado de reacción y utilízala para describir cómo varía la velocidad desde el inicio de la reacción hasta el final.
- Enumera los factores que determinan la velocidad de reacción en este caso —superficie específica del polvo, concentración del ácido, temperatura— y predice el efecto que tendría modificar cada uno de ellos.
Evaluación crítica de la medición
- Compara el resultado con un valor publicado.
- Identifique el calor que el cálculo ignora —el calorímetro en sí, el hidrógeno que se escapa, las pérdidas hacia la habitación— e indique hacia dónde desplaza cada uno la respuesta.
Protocolo
- Mida 100 mL de ácido clorhídrico (HCl) 0.2 M usando el cilindro graduado.
- Vierte el contenido de la probeta en el calorímetro.
- Sumerja la punta del termómetro digital en el líquido para tomar su temperatura.
- La temperatura inicial del líquido en el calorímetro aparecerá en la tabla de resultados.
- Pesar aproximadamente 0.2g de polvo de magnesio (Mg).
- Vierte el contenido del recipiente de pesaje en el calorímetro.
- Coloca la tapa al calorímetro.
- Inserte el termómetro digital en la tapa del calorímetro.
- Pon en marcha el cronómetro.
- Activa el botón verde del agitador sobre la tapa del calorímetro.
- El gráfico de temperatura en función del tiempo está en la tableta (pestaña de gráficos).
- Observe la temperatura final cuando finalice la reacción (entre 3 y 4 minutos).
- Detener el cronómetro.
- Los resultados se encuentran en la pestaña de resultados de la tableta.
- Detén el agitador presionando el botón rojo.
- Retira el termómetro de la tapa del calorímetro.
- Retire la tapa del calorímetro.
- Vacía el.
- Enjuague el calorímetro con agua destilada y vierta su contenido en el recipiente de recuperación.
- Enjuaga la probeta con agua destilada y vacía su contenido en el tanque de recuperación.
Nota: La reacción se acelera 10 veces más rápido, para observar más fácilmente la reacción completa.
Resultados esperados
El magnesio desaparece en pocos minutos, un flujo constante de burbujas de hidrógeno asciende a través del ácido y la temperatura sube hasta estabilizarse. Estas son las lecturas que arroja el laboratorio:
| Cantidad | Lectura | Donde se lee |
|---|---|---|
| Masa de polvo de magnesio | 0,20 g | Balanza electrónica |
| Volumen de HCl 0,2 mol/L | 100 mL | Probeta graduada |
| Temperatura inicial | 22 °C | Termómetro calorimétrico |
| Temperatura final | 29 °C | Termómetro calorimétrico |
| Aumento de la temperatura, ΔT | 7 °C | Por diferencia |
| Tiempo hasta alcanzar la meseta | unos 3 min | Pestaña «Cronómetro y gráfico» |
La reacción. El magnesio se oxida y los protones hidratados del ácido se reducen: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(ac) + H2(g), o como ecuación iónica neta: Mg(s) + 2 H3O+(ac) → Mg2+(ac) + H2(g) + 2 H2O(l). El ion cloruro no interviene en la reacción; su función es equilibrar la carga. Por cada mol de metal se consumen dos moles de ácido, lo que determina cuál es el reactivo limitante.
Analizar a fondo el balance energético. Cada línea que aparece a continuación puede ser comprobada por un alumno con una calculadora, que es precisamente el objetivo de presentarla de esta forma:
| Paso | Expresión y sustitución | Resultado |
|---|---|---|
| Cantidad de magnesio | n = m/M = 0.2076 / 24.305 | 8.54 × 10−3 mol |
| Cantidad de ácido | n = Currículum = 0,200 × 0,100 | 2.00 × 10−2 mol |
| Se necesita ácido para ese magnesio | 2 × 8.54 × 10−3 | 1.71 × 10−2 mol — el magnesio es el factor limitante, el ácido está en exceso de 17 % |
| Calor absorbido por la solución | q = mcΔT = 100 × 4.18 × 7 | 2.93 × 103 J = 2.9 kJ |
| Entalpía molar de esta ejecución | ΔH = −q/n = −2930 / 8,54 × 10−3 | −343 kJ/mol |
| Valor estándar, desde ΔHf(Mg2+, aq) | 0 − (−466.85) | −466,9 kJ/mol |
| Hidrógeno producido | V = nRT/P = (8,54 × 10−3 × 8.314 × 295) / 101 300 | 2.1 × 10−4 m3 = 210 mL |
La entalpía medida se encuentra por debajo del valor del libro de texto, y la discrepancia merece ser discutida. El aumento de siete grados corresponde a −343 kJ/mol, mientras que el valor estándar calculado a partir de la entalpía de formación del ion magnesio acuoso es de −466.9 kJ/mol, lo que daría un aumento de unos 9.5 °C. Parte de esa diferencia se debe a la física real —un calorímetro real absorbe calor por sí mismo, y el hidrógeno que se escapa se lleva un poco—. Parte de ello es simplemente la resolución: con una pantalla que muestra grados enteros, ΔT = 7 podría ser cualquier valor entre 6,5 y 7,5, lo que ya supone una variación de ±7 % en la respuesta, o −343 ± 25 kJ/mol.
Por qué la reacción libera tanta energía. El tamaño de la entalpía merece ser analizado en detalle, ya que no es evidente. Construir los productos cuesta muchísimo antes de compensar algo: sublimar el metal requiere 148 kJ/mol, las dos primeras energías de ionización del magnesio requieren otros 738 + 1451 = 2189 kJ/mol, y arrancar el agua de los dos protones hidratados toma aproximadamente 2 × 1091 = 2182 kJ/mol. En contrapartida, hidratar el pequeño Mg con doble carga2+ La liberación del ión libera aproximadamente −1921 kJ/mol; la liberación de los dos protones libera 2 × 1312 = 2624 kJ/mol; y la formación del enlace H–H libera otros 436 kJ/mol. La suma, 148 + 2189 + 2182 − 1921 − 2624 − 436, da como resultado −462 kJ/mol, lo que se aproxima en aproximadamente 1 % al valor tabulado de −466,9. El término más importante en el lado de la liberación es la hidratación del Mg2+, y esa es la razón general por la cual un pequeño ión metálico con doble carga en el agua es un producto tan enérgico; el mismo argumento explica que el calcio y el resto de los alcalinotérreos se comporten de la misma manera.
La misma curva es una medición de velocidad. Debido a que el calor liberado es proporcional a la cantidad de magnesio consumido, la curva de temperatura es una curva de conversión disfrazada: el grado de avance de la reacción en cualquier momento es α = (T − T0) / (T∞ − T0), por lo que a 25,5 °C la reacción está a medio camino. La pendiente dT/dt es proporcional a la velocidad. Promediado durante los aproximadamente tres minutos que dura la carrera, eso es 7 / 180 = 0,04 °C/s, o 8,54 × 10−3 / 180 = 4,7 × 10−5 mol/s. La velocidad instantánea no es constante: tres cosas cambian durante el experimento y no todas actúan en la misma dirección.
- El ácido se está consumiendo. Su concentración cae de 0,200 mol/L a aproximadamente 0,029 mol/L al final, un factor de siete, y la velocidad de ataque sobre el metal cae aproximadamente en proporción a ella. Esta es la influencia ralentizadora dominante y es lo que hace que la curva se aplane.
- La superficie metálica se está contrayendo. Un polvo ofrece una superficie enorme para empezar, pero esa área disminuye a medida que las partículas se disuelven, y los últimos granos aportan muy poco. Esta es la variable que los laboratorios 061 y 062 aíslan deliberadamente.
- La mezcla se está calentando, lo que acelera la reacción. Con una energía de activación de aproximadamente 60 kJ/mol, el factor de Arrhenius entre 295 K y 302 K es exp[(60 000/8,314) × (1/295 − 1/302)] = exp(0,57) = 1,8, de modo que, basándose únicamente en la temperatura, la reacción transcurriría casi el doble de rápido al final que al principio. Esta es la retroalimentación que une las dos mitades del laboratorio: la entalpía que libera la reacción cambia su propia velocidad.
Los dos primeros efectos ganan y la curva se aplana hasta convertirse en una meseta, pero el tercero es la razón por la cual el ascenso es más pronunciado en el medio que al principio. Una clase que ya haya realizado el laboratorio 067 puede utilizar el mismo q = mcΔT maquinaria aquí, y una que pasa a 065 usará esta medida como una pata de un ciclo de la ley de Hess.
Resumen de la asignación por rango de calificación
Grados 9–10
Enfoque: Reconocer una reacción exotérmica y medirla con un termómetro.
Actividades Registre la temperatura antes y después e indique el aumento. Describa lo que se ve —burbujas de hidrógeno, el metal desapareciendo, el líquido calentándose— e identifique cuál de esas observaciones muestra que ha tenido lugar una reacción química en lugar de un cambio físico. Escriba la ecuación en palabras y luego la ecuación simbólica ajustada. Dibuje de memoria la forma del gráfico de temperatura frente al tiempo y señale en él dónde la reacción fue más rápida y dónde terminó. Explique en una frase de dónde vino la energía, dado que no se calentó nada.
Undécimo grado
Enfoque: Calorimetría cuantitativa y el reactivo limitante.
Actividades Calcula la cantidad de magnesio y la cantidad de ácido, demuestra mediante comparación con la estequiometría 1:2 que el magnesio es el reactivo limitante, e indica el porcentaje de exceso de ácido. Aplica q = mcΔT con la sustitución escrita, luego divida por la cantidad de magnesio para obtener la entalpía molar. Compare el resultado con el valor publicado de −466.9 kJ/mol y calcule el porcentaje de diferencia. Utilice la ecuación de los gases ideales para encontrar el volumen de hidrógeno producido. Prediga qué sucedería tanto con el aumento de temperatura como con el resultado final si se usaran 0.4 g de magnesio en lugar de 0.2 g —la respuesta no es simplemente “el doble”, ya que 0.4 g necesitan más ácido del que proporcionan 100 mL de 0.2 mol/L.
12.º curso / Nivel universitario
Enfoque: Análisis de errores, calibración del calorímetro y la relación velocidad-entalpía.
Actividades Diseñe y describa la calibración que proporcionaría la capacidad calorífica del propio calorímetro, y calcule qué valor de la misma reconciliaría los −343 kJ/mol medidos con la cifra publicada. Convierta la curva de temperatura en una curva de grado de avance utilizando α = (T − T0)/(T∞ − T0) y extraiga una velocidad inicial a partir de su pendiente. Utilice la ecuación de Arrhenius para estimar qué parte del cambio en la velocidad durante la ejecución se debe al aumento de temperatura y qué parte a la disminución de la concentración de ácido, e indique cuál predomina. Finalmente, construya el ciclo al estilo Born-Haber dado anteriormente y explique qué término individual hace que esta reacción sea tan exotérmica como es.
Esenciales de laboratorio
Instrumentos
- Calorímetro con tapa aislante y agitador integrado en la tapa (botón verde para iniciar, rojo para detener)
- Termómetro digital, insertado a través de la tapa (muestra grados Celsius enteros)
- Balanza electrónica (dos decimales)
- Probetas graduadas (70 ml y 250 ml): la de mayor capacidad se utiliza para medir los 100 ml de ácido
- Espátula
- Nave de pesada
- Temporizador o cronómetro
- Tableta, para el protocolo, la gráfica de temperatura frente al tiempo y la tabla de resultados
- Vaso de precipitados (1000 mL) y recipiente de recuperación, para los residuos y los enjuagues
- Frasco lavador de agua destilada
Productos
- HCl 0,2 mol/L (solución), 100 mL
- Magnesio (en polvo), aproximadamente 0,2 g
- Agua destilada, para enjuagar el calorímetro y el cilindro