Laboratorio virtual de entalpía de combustión: alcoholes

Este laboratorio virtual de entalpía de combustión sigue la práctica clásica del mechero de alcohol de IB, A-level y la química de los últimos cursos de secundaria en Australia. Los estudiantes pesan un mechero de alcohol, calientan 100 g de agua en una lata de cobre unos 20 °C y calculan ΔcH con q = mcΔT y n = Δm/M. Comparan cuatro alcoholes con los valores de tablas, hallan el cambio por grupo CH₂ y prueban formas de reducir las pérdidas de calor. Todos los valores de abajo se leyeron en la simulación.

Relación con el currículo

• IB Diploma Chemistry (primera evaluación en 2025): Reactivity 1.1, medida de variaciones de entalpía por calorimetría, y Reactivity 1.3, energía de los combustibles.
• AQA A-level Chemistry 3.1.4.2 (calorimetría) y la práctica obligatoria (required practical) 2, medida de una variación de entalpía.
• NSW HSC Chemistry, Module 7 Organic Chemistry: la investigación que compara la entalpía de combustión de varios alcoholes.
• VCE Chemistry Unit 3: energía de los combustibles y calorimetría.

Simulic no está afiliado al IB, a AQA, a NESA ni a la VCAA, ni cuenta con su respaldo.

Antes del laboratorio (5 min)

Pide a los estudiantes que se comprometan con una predicción, en papel o como pregunta 1 del enlace de clase:

"La entalpía de combustión del etanol en las tablas es −1367 kJ/mol. ¿Cómo será tu valor, obtenido con un mechero de alcohol y una lata de cobre?"

Muchos estudiantes esperan que un experimento cuidadoso se acerque al valor de tablas.

Método en la simulación

1. Deja Vista: Mechero: alcoholes, Agua en 100 g, Distancia a la llama en 3,0 cm y Serie de datos en 1. Deja sin marcar pantalla cortavientos, tapa en la lata e incluir el calor de la lata de cobre.
2. Elige Combustible: metanol. Anota m₁ y T₁ de la lectura y pulsa Encender.
3. Cuando ΔT llegue a unos 20 °C, pulsa Apagar. Espera al mensaje de que la temperatura ya pasó su máximo y pulsa Registrar.
4. Repite los pasos 2–3 con etanol, propan-1-ol y butan-1-ol, en ese orden.
5. En cada ensayo, calcula q = 100 × 4,18 × ΔT (J), n = Δm/M y ΔcH = −q/n. Después compara con la tabla.
6. Prueba de mejora: elige etanol, marca pantalla cortavientos y haz un ensayo más. Usa tu propia tabla: la simulación suma este ensayo a la media del etanol.

Ensayo	Alcohol	M (g/mol)	m₁ (g)	m₂ (g)	T₁ (°C)	T₂ (°C)	ΔcH (kJ/mol)
1	metanol	32,04
2	etanol	46,07
3	propan-1-ol	60,10
4	butan-1-ol	74,12
5	etanol + pantalla	46,07

Resultados esperados

En la serie de datos 1, m₁ y T₁ son fijos en cada ensayo; Δm y ΔT dependen de cuándo apagues la llama.

Ensayo	Alcohol	Δm (g)	ΔT (°C)	ΔcH (kJ/mol)	Tablas	%
1	metanol	0,87	20,3	−312	−726	43
2	etanol	0,63	20,0	−611	−1367	45
3	propan-1-ol	0,53	20,6	−976	−2021	48
4	butan-1-ol	0,55	20,5	−1155	−2676	43

• Ejemplo resuelto, etanol: q = 100 × 4,18 × 20,0 = 8360 J = 8,36 kJ; n = 0,63 / 46,07 = 0,0137 mol; ΔcH = −8,36 / 0,0137 = −611 kJ/mol.
• Tendencia: unos −281 kJ/mol por CH₂ del metanol al butan-1-ol (el ajuste de la simulación: −289), menos de la mitad de los −654 de las tablas.
• En las series de datos 1–12, los ensayos con el modelo de la simulación dieron para el etanol de −501 a −692 kJ/mol (38–50 %).
• Mejoras (etanol): una pantalla cortavientos dio el 63 % (ensayo 5); pantalla y tapa, el 61 %. Marcar incluir el calor de la lata de cobre suma alrededor de un 5 %.

Preguntas para los estudiantes

1. (Predicción, se repite después del laboratorio) ¿Cómo será tu ΔcH del etanol comparado con el valor de tablas?
2. ¿Cuál es una variable controlada cuando comparas los cuatro alcoholes?
3. ¿Cuánto vale ΔcH del etanol según tu ensayo?
4. ¿Cuánto cambia ΔcH por grupo CH₂, del metanol al butan-1-ol?
5. ¿Por qué tu valor es mucho menor que el de tablas, y qué lo mejora?

Respuestas para el docente: (1) Mucho menos negativo, más o menos la mitad (45 % en el ensayo 2). (2) La masa de agua y la distancia a la llama. (3) Acepta de −720 a −480 kJ/mol (−611 en la serie de datos 1). (4) Acepta de −350 a −200 kJ/mol por CH₂ (−281 en la serie de datos 1). (5) El calor se escapa al aire y a la lata; parte del combustible arde de forma incompleta. Una pantalla cortavientos subió el etanol del 45 % al 63 % (ensayo 5).

Ideas erróneas frecuentes

• "ΔcH es positivo porque el agua se calienta." El calor sale de la reacción, así que ΔcH es negativo.
• "El butan-1-ol calienta más el agua, así que libera más energía." Todos los ensayos se pararon a ΔT ≈ 20 °C; solo cambió la masa necesaria: 0,87 g de metanol, 0,55 g de butan-1-ol.
• "Cuanto más cerca esté la lata, mejor." En nuestros ensayos con el modelo, el etanol llegó a un 51 % a 2,0 cm, pero a un 45 % a 1,0 cm, con más hollín.

Ampliación

• Distancia a la llama: en nuestros ensayos con el modelo, el etanol bajó a un 32 % a 5,0 cm y a un 19 % a 8,0 cm.

Preguntas frecuentes

¿Pueden los estudiantes calcular ΔcH sin que lo haga la simulación?

Sí. En los valores iniciales del enlace de clase, marca El alumnado calcula (ocultar resultados). La tabla muestra entonces solo masas y temperaturas y la lectura oculta las medias, aunque la gráfica de ΔcH sigue representando cada resultado.

¿Por qué mis estudiantes obtienen números algo distintos?

Los valores iniciales y la eficiencia de cada ensayo dependen de Serie de datos (reproduce las mismas medidas) y del número de ensayo. Los intervalos de las preguntas 3 y 4 valen para las series de datos 1–12 y cualquier orden de ensayos.

¿Y si un estudiante registra antes del máximo?

La simulación avisa de que T₂ puede ser demasiado baja. Pídele que repita el ensayo: registrar antes de tiempo hace que ΔcH sea menos negativo.

Simulaciones y guías relacionadas

Calorimetría – entalpía de neutralización de HCl + NaOH Entalpías de enlace – cálculo del ΔH de una reacción

Para la calorimetría en disolución, consulta el laboratorio virtual de calorimetría. Para una variación de entalpía hallada de forma indirecta, consulta el laboratorio virtual de la ley de Hess.