Laboratorio virtual de la ley de Hess: hidratación del CuSO₄

Este laboratorio virtual de la ley de Hess reproduce la práctica de entalpía de A-level que halla la variación de entalpía de hidratación del sulfato de cobre(II). Esa variación no se puede medir directamente, porque el CuSO₄ anhidro se disuelve en cuanto toca el agua. En su lugar, los estudiantes disuelven CuSO₄ anhidro y después CuSO₄·5H₂O en agua dentro de un vaso de poliestireno, anotan cada variación de temperatura, calculan las dos entalpías de disolución y las combinan en un ciclo de Hess. Comparan su resultado con el valor de las tablas y explican la diferencia. Cabe en una clase y da a todos los grupos el mismo conjunto de datos limpio, sin residuos de sulfato de cobre.

Relación con el currículo

• AQA A-level Chemistry 3.1.4.2–3.1.4.3 (calorimetría y ley de Hess) y la práctica obligatoria de medir una variación de entalpía.
• IB Chemistry Reactivity 1.1–1.2 (medida de variaciones de entalpía y ciclos de energía).
• AP Chemistry Unit 6, temas 6.4 (calorimetría) y 6.9 (ley de Hess).

Simulic no está afiliado a AQA, el IB, el College Board ni a ningún organismo examinador, 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:

"Disuelves sulfato de cobre(II) anhidro blanco en agua, y después sulfato de cobre(II) hidratado azul en un vaso nuevo con agua. ¿Qué le pasa a la temperatura cada vez?"

La mayoría de los estudiantes esperan que los dos se comporten igual. No los corrijas todavía.

Método en la simulación

1. Abre la pestaña Laboratorio y deja Experimento en "Hidratación del CuSO₄". Comprueba que Tapa está marcada.
2. Pon Medir en "Reacción 1", Sólido en 4,00 g de CuSO₄ anhidro y Disolución en 50 mL. Pulsa Añadir sólido y agitar.
3. Observa la gráfica temperatura–tiempo. Espera a que la medida termine en t = 300 s y pulsa Registrar. La fila muestra ΔT, Q = m·c·ΔT y ΔH = −Q/n.
4. Pon Medir en "Reacción 2", Sólido en 6,25 g de CuSO₄·5H₂O, 50 mL. Pulsa Añadir sólido y agitar, espera y pulsa Registrar.
5. Usa ΔH(hidratación) = ΔH₁ − ΔH₂. Cuando las dos reacciones están registradas, el recuadro sobre la tabla de resultados muestra el resultado de la ley de Hess junto al valor de las tablas.
6. Desmarca Tapa, pulsa Nueva medida y repite las dos reacciones. Compara.

Reacción	Sólido	Masa (g)	n (mol)	T₁ (°C)	T₂ (°C)	ΔT (°C)	Q (J)	ΔH (kJ/mol)
1	CuSO₄	4,00		20,0
2	CuSO₄·5H₂O	6,25		20,0

Resultados esperados

Todos los valores salen de la simulación, que trata la disolución como agua (c = 4,18 J g⁻¹ K⁻¹) y deja que el vaso pierda calor hacia la sala a 20 °C.

Medida	T máxima o mínima (°C)	ΔT (°C)	ΔH (kJ/mol)
Reacción 1, 4,00 g, con tapa	27,3	+7,3	−60,9
Reacción 2, 6,25 g, con tapa	18,7	−1,3	+10,9
Ley de Hess, con tapa			−71,7 (tablas −78,2; 8 % de desviación)
Ley de Hess, sin tapa			−63,4

• Disolver CuSO₄ anhidro es exotérmico; disolver la sal hidratada es endotérmico.
• 4,00 g y 6,25 g contienen unos 0,025 mol de CuSO₄, así que las dos medidas se comparan de forma justa.
• Al doblar la masa a 8,00 g, ΔT se dobla a +14,7 °C, pero ΔH se mantiene en unos −61 kJ/mol.
• Sin la tapa se pierde más calor mientras se disuelve el sólido, así que el resultado se aleja más del valor de las tablas.

Preguntas para los estudiantes

1. (Predicción, se repite después del laboratorio) ¿Qué le pasa a la temperatura cuando se disuelve cada sal?
2. ¿Por qué se usan 4,00 g de CuSO₄ y 6,25 g de CuSO₄·5H₂O?
3. En la reacción 1 (4,00 g, 50 mL, con tapa), ¿cuánto vale ΔT?
4. A partir de tus dos valores de ΔH, ¿cuál es la variación de entalpía de hidratación del CuSO₄?
5. Tu valor es menos negativo que −78,2 kJ/mol. Explica por qué y propón una mejora.

Respuestas para el docente: (1) CuSO₄ anhidro: la temperatura sube; CuSO₄·5H₂O: baja. (2) Los dos contienen unos 0,025 mol de CuSO₄, así que se disuelve la misma cantidad en el mismo volumen de agua. (3) +7,3 °C (se acepta ±0,2). (4) Unos −71,7 kJ/mol (se acepta de −73,7 a −69,7). (5) Se intercambia calor con el entorno mientras se disuelve el sólido, así que los ΔT medidos son demasiado pequeños; además se ignora la capacidad calorífica del vaso. Mejora el aislamiento (deja la tapa puesta) y extrapola la curva de enfriamiento hasta el momento de la mezcla.

Ideas erróneas frecuentes

• "ΔH₁ − ΔH₂ está al revés." Sigue las flechas. CuSO₄(s) → CuSO₄(aq) directamente es ΔH₁. El otro camino pasa por CuSO₄·5H₂O y después lo disuelve (ΔH₂). Así que ΔH₁ = ΔH(hidratación) + ΔH₂.
• "Una variación de temperatura mayor significa un ΔH mayor." ΔT depende de la masa y del volumen de agua. ΔH es por mol, así que se mantiene más o menos igual cuando la masa se dobla.
• "Una disolución endotérmica no necesita tapa." Entra calor desde la sala, lo que hace que la bajada de temperatura sea demasiado pequeña, así que la tapa importa en las dos medidas.

Ampliación

• Cambia Experimento a "Formación del MgO". Haz reaccionar 0,20 g de Mg y 0,50 g de MgO con HCl en exceso, y suma ΔfH(H₂O). La simulación da −567,5 kJ/mol frente a −601,6 kJ/mol de las tablas.
• En la pestaña Ciclo de Hess, sigue los caminos de formación y de combustión para la misma reacción y comprueba que los dos dan el mismo ΔrH.

Preguntas frecuentes

¿Puede el enlace de clase abrirse directamente en la pestaña Laboratorio?

Sí. En la página Compartir, fija Pantalla en "Laboratorio de calorimetría" (y Experimento en "Entalpía de hidratación del CuSO₄") en los valores iniciales del enlace. Si no, el primer paso del método indica a los estudiantes que abran la pestaña Laboratorio.

¿Por qué el resultado se desvía un 8 % del valor de las tablas?

El modelo pierde calor hacia la sala e ignora el vaso, igual que un vaso de poliestireno real. Así el error se convierte en algo que discutir y no en un fallo que esconder.

¿En qué se diferencia del laboratorio virtual de calorimetría?

El laboratorio virtual de calorimetría mide directamente una entalpía de neutralización. Este laboratorio mide dos reacciones y usa la ley de Hess para hallar una tercera que no se puede medir.

Simulaciones y guías relacionadas

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

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