065 – Ley de Hess

La calorimetría es la forma en que la química le asigna un valor numérico al calor. Un recipiente está aislado de modo que toda la energía que un proceso libera o absorbe 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 esta manera son los que un ingeniero de procesos utiliza para dimensionar una camisa de enfriamiento, los que un laboratorio de alimentos reporta como un recuento 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 medición 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 se puede obtener sumando las entalpías de cualquier secuencia de pasos que comience y termine en el lugar correcto. También significa que un calor medido no dice nada por sí solo; tiene que dividirse entre la cantidad de sustancia responsable de él, de modo que todo resultado calorimétrico comienza con un conteo de moles y un reactivo limitante.

En este laboratorio ejecutará cinco procesos en el mismo calorímetro y registrará 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. Convertirá cada cambio de temperatura en una entalpía por mol, comparará los cinco entre sí y luego usará la ley de Hess para demostrar que el menor de los cinco es la pequeña diferencia entre dos números mucho mayores.

Metas educativas

Técnica calorimétrica

• Cargue un calorímetro, cierre la tapa, agite el contenido y tome una temperatura inicial y una final en el orden correcto.
• Explique 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.
• Convierta 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

• Aplique q = m × c × ΔT al contenido del calorímetro y luego ΔH = −q / n para obtener una entalpía molar con el signo correcto.
• Identifique primero el reactivo limitante y use su cantidad de moles en lugar de la 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.
• Utiliza los términos exotérmico y endotérmico con la convención de signos que les corresponde, en lugar de usarlos como etiquetas para caliente y frío.

Aplicando la ley de Hess

• Construye una ruta de dos pasos hacia una reacción cuya entalpía sea difícil de medir, y demuestra que los dos pasos se suman al valor de un solo paso.
• Reconocer la cancelación de los iones espectadores y explicar por qué cada ácido fuerte neutralizado por cada base fuerte produce la misma entalpía molar.

Leyendo un experimento de control

• Indique qué establece el Experimento 3 a pesar de que no ocurre nada en él, y por qué la interpretación del Experimento 4 depende de él.

Juzgar hasta qué punto se puede confiar en un resultado calorimétrico

• Explique por qué la capacidad calorífica específica del contenido, y no la del agua, es la que corresponde en el cálculo.

Protocolo

Experimento 1 : Agua + Alcohol

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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
5. Mida 100 mL de etanol usando la probeta graduada.
6. Vierta el contenido de la probeta graduada en el calorímetro.
7. Coloque la tapa en el calorímetro.
8. Presione el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro y déjelo agitar 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. 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.
15. Enjuague la probeta graduada con agua destilada y vacíe su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 2 : Agua + NH₄Cl

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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
5. Pese aproximadamente 9.2 g (6 mL) de cloruro de amonio en polvo utilizando el platillo de pesaje.
6. Vierta el contenido de la barquilla de pesaje en el calorímetro.
7. Coloque la tapa en el calorímetro.
8. Presione el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro y déjelo agitar durante al menos 10 segundos.
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.
15. Enjuague la probeta graduada con agua destilada y vacíe su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 3 : Agua + CaCO₃₃

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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
5. Pese aproximadamente 9.5 g (3.5 mL) de carbonato de calcio en polvo usando la barquilla de pesaje.
6. Vierta el contenido de la barquilla de pesaje en el calorímetro.
7. Coloque la tapa en el calorímetro.
8. Presione el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro y déjelo agitar durante al menos 10 segundos.
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 vierta el contenido líquido en el contenedor de recuperación negro y transfiera los sólidos usando las espátulas.
14. Enjuague el calorímetro con agua destilada y vacíe su contenido en el tanque de recuperación.
15. Enjuague la probeta graduada con agua destilada y vacíe su contenido en el tanque de recuperación.

Experimento 4 : HCl + CaCO₃₃

1. Mida 100 mL de ácido clorhídrico (HCl) 2 M utilizando 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 ácido clorhídrico aparecerá en la tabla de resultados.
5. Pese aproximadamente 9.5 g (3.5 mL) de carbonato de calcio en polvo usando la barquilla de pesaje.
6. Vierta el contenido de la barquilla de pesaje en el calorímetro.
7. Coloque la tapa en el calorímetro.
8. Inserta el termómetro digital en la tapa del calorímetro.
9. Inicia el cronómetro.
10. Presione el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro y deje que agite.
11. Observe la reacción que ocurre en la gráfica de temperatura frente a tiempo.
12. Cuando la reacción haya terminado (la temperatura habrá alcanzado una meseta), detenga el cronómetro.
13. Detenga el agitador presionando el botón rojo.
14. Retire el termómetro de la tapa del calorímetro.
15. Retire la tapa del calorímetro y vacíe su contenido en el recipiente de recuperación.
16. Enjuague el calorímetro con agua destilada y vacíe su contenido en el tanque de recuperación.
17. Enjuague la probeta graduada con agua destilada y vacíe 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. 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 agua aparecerá en la tabla de resultados.
5. Mida 100 mL de HCl 1M usando la probeta graduada.
6. Vierta el contenido de la probeta graduada en el calorímetro.
7. Coloque la tapa en el calorímetro.
8. Presione el botón verde del agitador en la tapa del calorímetro y déjelo agitar durante al menos 10 segundos.
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.
15. Enjuague la probeta graduada con agua destilada y vacíe su contenido en el tanque de recuperación.

Resultados esperados

Cinco procesos, un calorímetro y un cambio de temperatura que se convertirá en una entalpía en cada caso. La tabla reúne lo que debe arrojar cada experimento. La columna de capacidad calorífica es la capacidad del contenido del calorímetro, la cual no es la misma de un experimento a otro, y 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 está 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; por lo tanto, un aumento de 6.4 °C corresponde 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 un resultado erróneo por casi una cuarta parte: el contenido consta 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 vez de −2.85 kJ/mol. La misma precaución se aplica, de manera menos grave, a las soluciones salinas concentradas de los Experimentos 2, 4 y 5, cuyas capacidades caloríficas específicas se encuentran 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

Aquí no reacciona nada. 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 tienen enlaces de hidrógeno con cuáles. Romper la red de enlaces de hidrógeno del agua pura y la red más débil del etanol puro requiere energía, y la formación de enlaces de hidrógeno entre agua y etanol la devuelve. El grupo hidroxilo del etanol es un buen donante 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 entró y la mezcla se calienta. 100 mL de etanol son 78.9 g, o bien 1.71 mol a M = 46.07 g/mol; con la capacidad calórica de los contenidos 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 mol de agua más 1.71 mol de etanol, es decir, 7.26 mol—, eso es 0.67 kJ/mol, lo cual se ubica exactamente 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 figura en esta página es, por lo tanto, realista, no conveniente.

El mismo ajuste intermolecular aparece en el volumen, y vale la pena medirlo. El volumen de mezcla en exceso para el agua y el etanol a esta composición es de aproximadamente −0.9 cm³³ por mol de mezcla, de modo que 7.26 mol 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

Disolver un sólido iónico es la suma de dos términos opuestos grandes. La red debe separarse, lo que cuesta la entalpía reticular, +705 kJ/mol para el 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 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.

Debido a que nada aquí es limitante, el tamaño de la caída se determina únicamente por cuánta sal se pesó: aproximadamente 0,65 °C por gramo, por lo que un gramo menos del objetivo cuesta un grado completo de señal. Pese lo más cerca posible a 9,2 g de lo que la balanza permita. La sal se disuelve por completo; 9,2 g en 100 mL son 1,72 mol/L frente a una solubilidad cercana a los 37 g por 100 mL a temperatura ambiente, por lo que la solución 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 es 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 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, de modo 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 del uno por ciento. Con una entalpía de disolución de aproximadamente −12.3 kJ/mol, el calor liberado es de 0.07 J, y 0.07 J distribuidos en 420 J/K de contenido representan un aumento de temperatura de 0.0002 °C. Un termómetro tendría que ser unas treinta y cinco mil veces más sensible que uno que lee grados enteros para detectarlo. La agitación no cambia nada, porque el límite es termodinámico y no cinético: el agua se satura en cuestión de segundos y permanece así.

Sería fácil tratar esto como un experimento desperdiciado, y es el que tiene más probabilidades de omitirse. No debería ser así, porque es el tramo de referencia en 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 resultados aún 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 en todo este laboratorio: si se pesa un gramo de más, el ácido se agota antes que el polvo, y el calor medido será menor. 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 es el calorímetro mismo absorbiendo su parte de los 1.39 kJ: al dividir 1.39 kJ entre los 3.0 °C observados se obtienen unos 460 J/K efectivos, 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 la pantalla corresponde a varios minutos en el banco de trabajo. Ahora, el propósito del laboratorio. 14.6 kJ/mol es un número pequeño, y lo interesante de este es que es pequeño: una cuarta parte de la neutralización del Experimento 5, a partir 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 etapas 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, por lo que un horno de cal quema combustible. El paso 2 es el ataque del ácido a la cal viva, 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 esté sucediendo poco, sino porque está sucediendo mucho 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.

Ambas entalpías de paso, y los −14.4 kJ/mol a los 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 el paso 1, ΔH = [−635.1 + (−393.5)] − [−1207.6] = +179.0 kJ/mol. Para el paso 2, ΔH = [−877.1 + (−285.8)] − [−635.1 + 2(−167.2)] = −1162.9 − (−969.5) = −193.4 kJ/mol. Y directamente, en un solo paso, 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, que es lo que significa 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 esta; el cloruro de igual manera. Táchalos y lo que queda es H⁺(ac) + 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 medición aparece en todos los cursos introductorios. Dado que los espectadores se anulan, 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 disociado por completo realiza exactamente la misma reacción, y la constancia del valor medido entre dichos pares es la evidencia experimental de que los ácidos fuertes realmente están disociados por completo. Un ácido débil da una cifra menor, porque parte de la energía liberada se gasta primero en disociar el ácido, y esa diferencia es cómo se obtiene una entalpía de disociación.

Cuantitativamente: 100 mL de NaOH a 1 mol/L contienen 0.100 mol y 100 mL de HCl a 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 a 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 arroja −55.8 kJ/mol y el valor que se suele tabular para un ácido fuerte diluido con una 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, lo cual es la dirección y aproximadamente la magnitud del déficit que produce un calorímetro no calibrado, ya que el calor absorbido por el recipiente mismo nunca se cuenta.

Coloque 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 partes 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 difieren en un orden de magnitud en cuanto a cuánta energía está sobre la mesa.

Resumen de tareas por rango de calificaciones

Grado 9-10

Enfoque lo exotérmico y lo endotérmico como categorías observables, y la 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 las temperaturas inicial y final de cada uno en una tabla de su propia creación, 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 rango.

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. Balancee la ecuación para el Experimento 4 y muestre que el ácido está en un 5 por ciento de exceso. 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 estudiante controle. Justifique el orden de las cinco entalpías molares.

12.º grado / 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 cuánto 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 el valor de un solo paso; derive las tres entalpías de manera independiente a partir de la tabla de entalpías estándar de formación. Demuestre que las ecuaciones molecular y iónica neta del Experimento 5 dan el mismo resultado, y argumente a partir de ello que la entalpía de neutralización de cualquier ácido fuerte por cualquier base fuerte es la misma. Estime el calor transportado por el dióxido de carbono en el Experimento 4. Diseñe, sin ejecutarlo, un paso de calibración que fijaría 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 de magnesio y óxido de magnesio del laboratorio 060.

Elementos esenciales para el laboratorio

Instrumentos

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

Productos

• Agua destilada (100 mL en los Experimentos 1, 2 y 3, más enjuague entre cada experimento)
• Etanol, líquido (100 mL, Experimento 1)
• NH₄Cl, 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)