066 – Reacciones endotérmicas y exotérmicas

Las bolsas térmicas instantáneas frías y calientes son el mismo objeto con un relleno diferente. Aprieta una y se rompe un sobre, un sólido se encuentra con agua y, en cuestión de segundos, la bolsa está incómodamente caliente o lo suficientemente fría como para aplicarla en un esguince, sin calefactor, sin refrigerante y sin piezas móviles. La misma física determina si un vertido de cemento debe enfriarse, si una bolsa de fertilizante puede almacenarse junto a cualquier otra cosa y por qué una bomba de baño se siente fría al efervescer. 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 extrae del entorno o se paga 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 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 ellos, razón por la cual debe medirse en lugar de adivinarse.

En este laboratorio ejecutará dos procesos en el mismo calorímetro, uno de cada signo, y la combinación se elige para revocar una suposición común. El primero es la 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 el ácido cítrico atacando al bicarbonato de sodio: una reacción química genuina que efervesce visiblemente, produce tres sustancias nuevas y se enfría. Registrará la temperatura antes y después de cada uno, clasificará cada proceso por su signo y convertirá cada cambio de temperatura en una energía por mol. La conclusión que debe extraer es que “reacción” y “libera calor” son hechos independientes sobre un proceso, y que solo una medición puede decirle hacia dónde se inclina uno dado.

Metas educativas

Clasificación de un proceso por signo

• Decida a partir de un par de lecturas de temperatura si un proceso es endotérmico o exotérmico, e indique el signo de ΔH que corresponde a cada uno.
• Utilice 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 produce.

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.
• Convierta una masa y una masa molar, o un volumen y una concentración, en moles, y determine cuál reactivo es el 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.

Diferenciar el 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 que permite distinguirlos.
• Explique por qué esa distinción no predice el signo del cambio de energía, utilizando estos dos experimentos como 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. Mida 100 mL de agua destilada usando la probeta graduada.
2. Vierta el contenido de la probeta graduada 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 barca de pesaje, pese aproximadamente 4 g (aproximadamente 2 mL) de hidróxido de sodio en polvo.
6. Vierta el contenido de la barquilla de pesaje en el calorímetro.
7. Coloque la tapa del calorímetro en el calorímetro.
8. Active el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro.
9. Inserta el termómetro digital en la tapa del calorímetro.
10. La temperatura de la mezcla aparecerá en la tabla de resultados.
11. Detenga el agitador presionando el botón rojo.
12. Retire 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 vacíe su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 2 : Ácido cítrico + bicarbonato de sodio

1. Mida 50 mL de ácido cítrico usando la probeta graduada.
2. Vierta el contenido de la probeta graduada 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 el platillo de pesaje, pese aproximadamente 4.5 g (aproximadamente 2 mL) de bicarbonato de sodio.
6. Vierta el contenido de la barquilla de pesaje en el calorímetro.
7. Coloque la tapa del calorímetro en el calorímetro.
8. Active el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro.
9. Inserta el termómetro digital en la tapa del calorímetro.
10. La temperatura de la mezcla aparecerá en la tabla de resultados.
11. Detenga el agitador presionando el botón rojo.
12. Retire 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 vacíe su contenido en el tanque de recuperación.

Resultados esperados

Dos procesos, signos opuestos, un solo aparato. La tabla reúne 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 está 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 concuerdan 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 de 1.19 kJ absorbidos, lo cual entre 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 estar retenidos en una red cristalina y comienzan a ser rodeados por moléculas de agua. Se intercambian dos términos grandes. Separar la red cristalina cuesta la entalpía de red, aproximadamente +887 kJ/mol. Hidratar los iones liberados devuelve alrededor de −930 kJ/mol, de los cuales el ion sodio aporta 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 es negativa, por lo que el proceso libera energía y el agua se calienta. Esta es precisamente la razón por la cual las entalpías de disolución no se pueden predecir por simple inspección —un cambio del cinco por ciento en cualquiera de los números grandes cambiaría el signo— y por qué vale la pena realizar la medición.

La magnitud es digna de apreciación. 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 escalan las mismas cifras, la razón por la cual la disolución cáustica industrial se hace lentamente, con enfriamiento y con el sólido agregado al agua y nunca al revés, se vuelve aritmética en lugar de 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 es 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 trabajo resulta baja por esa razón antes de que se pierda calor.

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

El ácido cítrico es triprótico, por lo que con bicarbonato de sodio la ecuación totalmente neutralizada es C₆H₈O₇(aq) + 3 NaHCO₃(s) → Na₃C₆H₅O₇(aq) + 3 H₂O(l) + 3 CO₂(g). Haga un balance de las cantidades antes de usarlo, porque este laboratorio no funciona a 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), que son 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 de casi el triple; solo se utiliza aproximadamente un tercio de la capacidad donadora 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 pulcra, 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 lo 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 absorbe 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 general en pasos muestra a dónde va la energía, y la suma es nuevamente la ley de Hess.

Lea esa tabla hacia abajo 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—, debido a que el protón 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, separar 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 una retribución moderada, 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 representa 1,19 kJ absorbidos y +22,5 kJ por mol de bicarbonato. Lo que está entre paréntesis arriba 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 escapa, y +22.5 corresponde a que aproximadamente un 40 por ciento se ha marchado para el momento en que se toma la lectura. Esa es una cifra defendible para una medición realizada a los pocos segundos de mezclar, debido a que la solución está fuertemente sobresaturada en ese momento y el gas continúa abriéndose paso hacia afuera 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 pueden retener solo unos 1,7 mmol de este, algo así como el tres por ciento de lo que produce la reacción. Si se deja reposar con la tapa abierta, 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 notará que se desvía.

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 citrato que contiene 0,048 mol de H₂Cit⁻ 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. Sigue siendo ácido, lo cual es coherente con el gas que se desprende: por debajo de un pH de aproximadamente 5, el carbonato disuelto es prácticamente en su totalidad dióxido de carbono, y esta es la razón por la cual una bomba de baño sigue efervesciendo hasta que el ácido se consume en lugar de hasta que lo hace el bicarbonato.

Juntando ambas cosas

El apareamiento es el punto central 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. Así que 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 tiene que romperse frente a lo que se crea, y esa aritmética tiene que hacerse, o medirse, caso por caso. El laboratorio 065 señala lo mismo a lo largo de cinco procesos y da la cifra de neutralización citada anteriormente; el laboratorio 067 se centra en la capacidad calorífica específica misma, la cantidad de la que depende cada cálculo anterior.

Resumen de tareas por rango de calificaciones

Grado 9-10

Enfoque las dos categorías, usadas correctamente, y la lectura cuidadosa de un termómetro. Los estudiantes deben salir 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 de elaboración propia y dé el signo de cada cambio. Prediga antes de mezclar cuál de los dos se calentará más, 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, y determinando 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 del ácido cítrico y demuestre que el bicarbonato es el reactivo limitante y que el ácido está en un exceso de casi el triple. 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 grado / Nivel universitario

Enfoque descomponiendo cada entalpía en sus pasos contribuyentes.

Actividades: explique los −44.5 kJ/mol del Experimento 1 como la diferencia entre una entalpía reticular y dos entalpías de hidratación, y comente sobre lo que un error del cinco por ciento en cualquiera de ellas le haría al signo. Reproduzca la descomposición en cuatro pasos del Experimento 2 y utilícela para acotar la entalpía esperada; luego determine, a partir de los 5.2 °C registrados, qué fracción del dióxido de carbono aún debía estar en solución cuando se tomó la lectura, y pruébelo frente a la solubilidad del dióxido de carbono a presión atmosférica. Calcule el pH del ácido antes y el del búfer después. Diseñe un paso de calibración, utilizando únicamente el aparato que ya está sobre la mesa, que fije la capacidad calorífica del calorímetro, y establezca en qué se convertirían ambos resultados si esta resultara ser de 50 J/K. Compare con el laboratorio 065, donde cinco procesos se tratan de la misma manera.

Elementos esenciales para el laboratorio

Instrumentos

• Calorímetro con tapa, agitador motorizado y botones de control verde/rojo
• Termómetro digital
• Balanza electrónica
• Barco pesador
• Probeta graduada de 100 mL (mide 100 mL en el Experimento 1 y 50 mL en el Experimento 2)
• Papelera de reciclaje 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)
• NaHCO₃, polvo sólido (4.4 g según lo pesaje en la grabación, Experimento 2)