Dr. Jorge Eduardo Regueiro Tato, profesor de Análise e Química Industrial
IES A Sardiñeira (A Coruña)
jorge.regueiro@edu.xunta.es
Dra. Noelia Negreira Ferrol, profesora de Física e Química
IES Eduardo Pondal (Santiago de Compostela-A Coruña)

1. Contextualización

O fluxo de enerxía que acompaña as transformacións químicas é xeralmente difícil de comprender para o estudantado, especialmente nos niveis de ensinanza non universitaria. Profesorado e persoal investigador achacan esta dificultade á natureza abstracta de moitos conceptos enerxéticos como calor, entalpía, entropía ou enerxía libre, entre outros (Furió-Gómez, Más & Solves, 2006).

A miúdo os estudantes son capaces de resolver problemas que involucran estes conceptos usando relacións matemáticas sinxelas, pero mostran dificultades para lograr a súa comprensión. É necesario, polo tanto, que comprendan as transformacións enerxéticas que se producen nas reaccións químicas.

Nesta publicación preséntase unha actividade de laboratorio para traballar a lei de Hess a través da indagación científica e que pretende contribuír a reducir as dificultades que ten o estudantado na aprendizaxe significativa dos conceptos e as leis da termodinámica química. Este tipo de actividades baseadas na investigación e no descubrimento no laboratorio son moi prometedoras ao permitir estimular a aprendizaxe activa do alumnado (Abraham, 2011; Kodani, Fukuda, Tsuboi & Koga, 2020).

Esta proposta foi desenvolvida inicialmente para a unidade didáctica de termoquímica do módulo de Reactores químicos (MP0189) do ciclo superior de Química Industrial (CSQUI02). Non obstante, é axeitada tamén para outros módulos profesionais da familia química, como, por exemplo:

• Módulo de Química aplicada (MP1249) do ciclo medio de Operacións de Laboratorio (CMQUI02) ao relacionarse directamente co criterio de avaliación CA4.6. Determinouse a calor de reacción ou a xerada na preparación de disolucións e reaccións.
• Módulo de Ensaios fisicoquímicos (MP0069) do ciclo superior de Laboratorio de Análise e Control de Calidade (CSQUI01) cuxo currículo contén o criterio de avaliación CA1.1. Describíronse os principios da termodinámica.

Así mesmo, encaixa dentro do currículo da materia de Física e Química de primeiro de bacharelato ao gardar relación cos criterios de avaliación B4.3. Interpretar ecuacións termoquímicas e distinguir entre reaccións endotérmicas e exotérmicas e B4.4. Describir as posibles formas de calcular a entalpía dunha reacción química.

Os resultados que se presentan a continuación foron obtidos durante o curso 2017/18 cos alumnos e alumnas de Reactores químicos que cursaban o ciclo superior de Química Industrial no IES A Sardiñeira.

2. Xustificación teórica

Os procesos termodinámicos pódense caracterizar a partir das variacións de enerxía producidas nestes. Tendo en conta que na maioría dos casos estes teñen lugar a presión constante, a función enerxética máis adecuada para a súa medida experimental é a entalpía (H). O cambio de entalpía nunha reacción química, ΔH, corresponde á diferenza entre a entalpía dos produtos e a entalpía dos reactivos, e mide a cantidade de calor intercambiada entre o sistema e a contorna a presión constante.

∆H reacción = H produtos – H reactivos = Qp

Cando o sistema desprende calor, o signo de ΔH é negativo e dicimos que o proceso é exotérmico, mentres que naqueles casos en que o sistema absorbe calor, a ΔH é positiva e a reacción é endotérmica.

Para determinar o valor de ΔH dunha reacción que ocorre a presión constante, mídese experimentalmente a calor transferida, Qp. O método consiste en medir o cambio de temperatura que ocorre como consecuencia da transferencia de calor entre o sistema e os arredores. A este método chámaselle calorimetría e os dispositivos que se utilizan para a súa medición coñécense como calorímetros.

Como a entalpía é unha función de estado, a súa variación só depende dos estados inicial e final, pero non dos intermedios polos que transcorre a reacción. Entón, a suma dos cambios de entalpía para as etapas individuais dunha secuencia debe ser igual ao cambio de entalpía para a reacción total, enunciado que se coñece como lei de Hess.

∆H reacción = ∆H1 + ∆H2 + ∆Hn

Unha das principais aplicacións desta lei consiste na determinación indirecta do cambio de entalpía dunha reacción química que non pode ser medida directamente. Isto pode suceder, por exemplo, naqueles casos nos que a reacción transcorre con demasiada lentitude ou cando a medición do cambio de entalpía por calorimetría é tecnicamente moi complexa. Este tipo de reaccións son precisamente as que mellor exemplifican a utilidade da lei de Hess, o que favorece a súa comprensión por parte do alumnado. Non obstante, a maior parte das prácticas de laboratorio que versan sobre a lei de Hess empregan reaccións químicas cuxos calores de reacción poden ser medidos directamente, como as neutralizacións ácido-base.

Coa presente proposta didáctica, os estudantes poderán adquirir experiencia na determinación da transferencia calor dunha serie de reaccións químicas e posteriormente aplicar a lei de Hess para calcular o cambio de entalpía de reacción da descomposición térmica do carbonato de calcio.

CaCO_3(s) → CaO_(s) + CO_2(g)      ∆H descomposición (1)

A súa determinación directa por calorimetría non é posible dun modo sinxelo, pois habería que aplicar unha cantidade da calor demasiado grande como para poder determinar ao mesmo tempo e con exactitude a variación de temperatura do sistema; esta reacción ten lugar espontaneamente por riba dos 800 ºC. Polo tanto, esta reacción constitúe un bo exemplo para a aplicación da lei de Hess, o que pode contribuír a unha aprendizaxe máis significativa desta.

As reaccións químicas que se empregaron para este fin son as seguintes:

3. Parte experimental

3.1. Reactivos e disolventes

Empregáronse os seguintes reactivos e disolventes:

• Carbonato de calcio, ≥ 99,0 %, Sigma-Aldrich
• Óxido de calcio, ≥ 95 %, Sigma-Aldrich
• Ácido clorhídrico, 2 M, Panreac
• Auga destilada

3.2. Materiais

Para o desenvolvemento desta actividade empregouse o seguinte material:

• Balanza granataria
• Calorímetro: vaso Dewar con carcasa de plástico, tapa roscada e tapón furado
• Termómetro dixital
• Probeta de 250 mL
• Vidro de reloxo
• Espátula
• Frasco lavador

3.3. Organización e temporalidade

Os resultados que se presentan neste traballo foron levados a cabo por un grupo de 21 alumnos do ciclo superior de Química Industrial. Para o desenvolvemento da actividade organizáronse en sete grupos de tres estudantes cada un.

En total foron necesarias dúas sesións de 50 minutos que se desenvolveron a mediados da primeira avaliación durante a unidade didáctica dedicada á transferencia de enerxía nas reaccións químicas.

Antes da primeira sesión abordáronse na aula os conceptos fundamentais de calor e temperatura, incluída a relación entre a calor, a masa dunha substancia, a súa calor específica, c, e os cambios de temperatura, ΔT, é dicir,

Q = m·c·ΔT

3.4. Procedemento

Para a realización desta práctica é preciso coñecer previamente a capacidade calorífica (C_K) do calorímetro empregado. No caso de non dispoñer deste dato débese levar a cabo a súa determinación calorimétrica mediante o procedemento seguinte:

1. Medir 150 mL de auga destilada cunha probeta e vertelos no calorímetro. Deixar transcorrer uns minutos para que se estableza o equilibrio térmico e medir a temperatura unha vez que permaneza estable (T1).

2. Medir 150 mL de auga destilada cunha probeta, vertelos nun vaso de precipitados e quentar nunha placa calefactora ata aproximadamente 60 ºC. A continuación, retirar da placa e anotar a súa temperatura (T2).

3. Inmediatamente verter a auga quente no calorímetro e pechalo, axitando lixeiramente para homoxeneizar e anotar a temperatura unha vez alcanzado o equilibrio térmico (Te).

4. Repetir o proceso tres veces deixando que o calorímetro volva á temperatura ambiente despois de cada medida.

Aplicando o principio de conservación da enerxía, a calor perdida pola auga quente debe ser igual á calor gañada pola auga fría e o calorímetro, polo a que a C_K pode ser calculada como segue:

– Q cedida = Q gañada

– m2·c·(Te – T2) = m1·c·(Te – T1) + C_K·(Te – T1)

C_K = c·m2·(Te – T2 )/(T1 – Te ) – c·m1

onde c é a calor específica da auga (c = 4,18 J/ g·ºC) e m1 e m2 son as masas de auga fría e quente, respectivamente. Os valores das tres determinacións non deben diferir moito e nese caso calcularase a súa media.

Para a determinación da calor desprendida nas reaccións químicas, o procedemento é o seguinte:

• Reacción (2)

1. Pesar aproximadamente 2 g de óxido de calcio nun vidro de reloxo e anotar a cantidade exacta (m1).

2. Medir 150 mL de ácido clorhídrico 2 M cunha probeta. Verter no calorímetro, deixar que se estableza o equilibrio térmico durante uns minutos e medir a temperatura (T1).

3. Verter o óxido de calcio no calorímetro e inmediatamente pechar e axitar mentres se vai medindo a temperatura. Anotar a máxima temperatura alcanzada (T2).

• Reacción (3)

1. Pesar aproximadamente 4 g de carbonato de calcio nun vidro de reloxo e anotar a cantidade exacta (m1).

2. Medir 150 mL de ácido clorhídrico 2 M cunha probeta. Verter no calorímetro, deixar que se estableza o equilibrio térmico durante uns minutos e medir a temperatura (T1).

3. Verter o carbonato de calcio no calorímetro e inmediatamente pechar e axitar mentres se vai medindo a temperatura. Anotar a máxima temperatura alcanzada (T2).

De novo, aplicando o principio de conservación da enerxía, a calor liberada na reacción debe ser igual á calor gañada pola mestura e o calorímetro.

– ∆H reacción = Q (gañada calorímetro + mestura)

– ∆H reacción = (m1 + m2)·c·(T2 – T1) + C_K·(T2 – T1)

Dado que se trata dunha disolución diluída, débese asumir que a calor específica da mestura é a mesma ca a da auga. Para o cálculo da masa de ácido engadido (m2) débese considerar que a súa densidade é a mesma ca a da auga.

4. Resultados e discusión

Ao comezo desta actividade realizouse unha breve explicación sobre o procedemento para a determinación da calor de reacción polo método calorimétrico. Despois presentouse o problema existente para a súa aplicación no caso de certas reaccións químicas como a descomposición térmica do carbonato de calcio.

A continuación, os estudantes realizaron as calorimetrías para as reaccións (2) e (3) seguindo o procedemento descrito na sección anterior. As capacidades caloríficas dos calorímetros empregados oscilaron entre 159 J/ºC e 205 J/ºC, o que se corresponde con equivalentes en auga de entre 38 g e 49 g.

Os resultados obtidos polos distintos grupos foron os que se recollen na táboa 1. Os valores medios para ∆H2 e ∆H3 foron de –187 ± 9 kJ/mol e –18 ± 2 kJ/mol, respectivamente.

Estes valores son moi próximos aos cambios de entalpía estándar reportados na literatura para estas dúas reaccións (–194 kJ/mol e –15 kJ/mol, respectivamente), o que demostra que o procedemento experimental funciona axeitadamente.

Posteriormente, os estudantes debían realizar dúas actividades utilizando os valores de ∆H2 e ∆H3 determinados experimentalmente. A primeira consistiu en debuxar os diagramas de enerxía para as reaccións (2) e (3) e xustificar en cada caso se se trataba dunha reacción exotérmica ou endotérmica. Na segunda debían calcular a diferenza entre os valores de ∆H3 e ∆H2 e escribir a ecuación química correspondente á resta das ecuacións químicas implicadas.

Durante a súa resolución, algúns estudantes requiriron máis apoio do profesor e/ou membros do grupo con respecto a como establecer os niveis de enerxía correspondentes aos produtos das dúas reaccións.

A través destas actividades, o estudantado puido chegar a que o resultado da devandita subtracción se correspondía coa ecuación química para a descomposición térmica do carbonato de calcio. Ademais, ao comparar o valor de ∆H3 – ∆H2 co valor teórico da entalpía estándar de descomposición do carbonato de calcio (178 kJ/mol), os estudantes puideron deducir que:

∆H descomposición = ∆H3 – ∆H2

O valor de ∆H medio calculado a partir dos datos dos diferentes grupos foi de 169 ± 7 kJ/mol, moi próximo ao valor teórico para a devandita reacción. Logo, pedíuselles aos estudantes que debuxasen o diagrama de enerxía para a reacción de descomposición correspondente.

Unha vez que os estudantes chegaron a estes resultados, fíxose unha breve exposición da lei de Hess relacionándoa coa práctica levada a cabo: «Cando os reactivos se converten en produtos, o cambio de entalpía é o mesmo independentemente de que a reacción se efectúe nun só paso ou nunha serie de pasos».

Para mellorar a súa comprensión estableceuse unha analoxía cunha persoa nun ascensor que sobe da primeira planta á sexta: a ganancia na súa enerxía potencial gravitatoria (que correspondería co cambio de entalpía do proceso total) é a mesma se esa persoa chega en forma directa ata a sexta planta ou se se vai detendo en cada planta (separación da reacción nunha serie de pasos).

5. Conclusións

Neste traballo presentouse unha proposta de actividade de laboratorio que permite traballar a lei de Hess a través da indagación científica, o que contribúe a reducir as dificultades que teñen os estudantes na aprendizaxe dos conceptos implicados e as leis da termodinámica química. Este tipo de aprendizaxe permite activar diferentes procesos de pensamento e espertar a curiosidade científica do alumnado.

Aínda que unha actividade de laboratorio deste tipo require tempo, os beneficios obtidos cara a unha aprendizaxe significativa son moi superiores.

Os resultados obtidos experimentalmente polo alumnado foron moi próximos ao valor da entalpía estándar para a reacción de descomposición térmica do carbonato de calcio e, polo tanto, moi satisfactorios.

Agradecementos

Os autores queren agradecerlle ao Departamento de Química do IES A Sardiñeira o seu apoio, así como ao alumnado do módulo de Reactores Químicos do CS Química Industrial (curso 2017/18) a súa enorme motivación durante a realización desta práctica.