Informe 2 Quimica 2 UNI

2017-I
1° Laboratorio
Fecha de realización:21-04-17
Fecha de entrega:28-04-17
¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨
UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA
INFORME
1er Laboratorio de Química II
QU114-T
Ing. Svitlana Sespedes Valkarsel
TERMODINAMICA QUIMICA
Integrantes:
 Cuadros Medina, Jair Miguel 20164531C
 Chuquillanqui Huaman, Jamir
 Cuya Pumachahua, Bruce
LIMA – PERÚ
2017-I
LABORATORIO #1 Página 1
INDICE
CONTENIDO PAG.
I. INTRODUCCION ………………………………………………………………………3
II. OBJETIVOS ………………………………………………………………………………4
III. FUNDAMENTO TEORICO …………………………………………………………5
IV. PARTE EXPERIMENTAL ……………………………………………………………8
1. Relación de materiales……………………………………………………8
2. Procedimiento experimental …………………………………………10
2.1 Experimento 1 ………………………………………………………10
2.2 Experimento 2 ………………………………………………………15
2.3 Experimento 3 ………………………………………………………17
2.4 Experimento 4………………………………………………………..19
V. CONCLUSIONES GENERALES ……………………………………………………20
VI. APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD…………………………………………..21
VII. RECOMENDACIONES ……………………………………………………………….24
VIII. CUESTIONARIO ………………………………………………………………………..25
IX. BIBLIOGRAFIA ………………………………………………………………………….31
INTRODUCCIÓN
El calor es una forma de energía. La temperatura de un sistema es una propiedad
del mismo que determina si que-dará o no en equilibrio térmico cuando se pone en
contacto con cualquier otro sistema. Supóngase que el sistema A, a temperatura
superior a la de B, es puesto en contacto con este. Una vez alcanzado el equilibrio
térmico, se encuentra que A ha experimentado una disminución y B un aumento
de temperatura. De esta manera decimos que entre dos cuerpos que se encuentran en
estas condiciones existe un flujo de energía, a la que llamamos calor. Entonces tenemos que
el calor es la energía trasferida entre dos sistemas y que está exclusivamente
relacionada con la diferencia de temperatura existente entre ellos.
Esta práctica trata de la calorimetría, por eso debemos saber que es calorimetría.
Una definición sencilla dice que la calorimetría se encarga de medir el calor en una
reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. La calorimetría indirecta calcula el
calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de
carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de
oxígeno.
OBJETIVOS
Dar a conocer al estudiante, la aplicación de los criterios termodinámicos
relacionados con los cambios térmicos que acompañan las reacciones químicas,
así como los cambios de energía que experimentan los procesos físicos.
Las aplicaciones específicas en esta práctica corresponden a la determinación

de:
 La capacidad calorífica de un calorímetro
 El calor especifico de los metales
 El calor de disolución de algunas sales usando un calorímetro
 El calor de neutralización de una reacción acido-base
 Calor latente de vaporización
FUNDAMENTO TEÓRICO
TERMODINÁMICA
Es la rama de la física encargada de describir los estados de equilibrio a
nivel macroscópico además permite predecir si una reacción o un proceso en
particular puede llevarse a cabo en determinadas condiciones.
LEYES DE LA TERMODINÁMICA:
1ra ley de la termodinámica:
En mecánica la energía se conserva si las fuerzas son conservativas y no
actúan fuerzas como la fricción. En ese modelo no se incluyeron los cambios de
energía interna del sistema. La primera ley de la termodinámica es una
generalización de la ley de conservación de la energía que incluye los posibles
cambios en la energía interna.
Es una ley válida en todo el Universo y se puede aplicar a todos los tipos de
procesos, permite la conexión entre el mundo macroscópico con el microscópico.
Considerar un sistema termodinámico donde se produce un cambio desde un
estado inicial i a otro final f, en el cual se absorbe o libera una cantidad Q de calor
y se realiza trabajo W por o sobre el sistema. Si se mide experimentalmente la
cantidad Q – W para diferentes procesos que se realicen para ir desde el estado
inicial al estado final, se encuentra que su valor no cambia, a esta diferencia de Q
– W se le llama cambio de energía interna del sistema. Aunque por separados Q y
W dependen de la trayectoria, la cantidad Q – W, esto es, el cambio de energía
interna es independiente de la trayectoria o del proceso que se realice para ir
desde el estado inicial al estado final. Por esta razón se considera a la energía
interna como una función de estado, que se mide en J y se simboliza por U, el
cambio de energía interna es ∆U = Uf – Ui, entonces se puede escribir la primera
ley de la termodinámica:
∆U = Uf – Ui = Q – W
2da ley de la termodinámica:
La conexión entre la entropía y la espontaneidad de una reacción queda

expresada en la segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo
aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que
se encuentra en equilibrio. Debido a que el universo está constituido por el sistema
y su entorno, el cambio de entropía del universo (ΔSuniv) en cualquier proceso es
la suma de los cambios de entropía del sistema (ΔSsist) y de sus alrededores
(ΔSalred). Matemáticamente, la segunda ley de la termodinámica se puede
expresar como sigue:
Para un proceso espontáneo:
ΔSuniv = ΔSsist + ΔSalred > 0
Para un proceso en equilibrio:
ΔSuniv = ΔSsist + ΔSalred = 0
Para un proceso espontaneo, la segunda ley establece que ΔSuniv debe

ser mayor que cero, pero no impone restricciones a los valores de ΔSsist o
ΔSalred. Entonces, es posible que ΔSsist o ΔSalred sean negativos, siempre y
cuando la suma de estas dos cantidades sea mayor que cero. Para un proceso en
equilibrio, ΔSuniv es cero. En este caso ΔSsist y ΔSalred deben ser iguales en
magnitud, pero de signo contrario. ¿Qué ocurre si para algún proceso se
encuentra que ΔSuniv es negativo? Esto significa que el proceso es no
espontaneo en la dirección descrita. El proceso es espontaneo en la dirección
opuesta.
Tercera ley de la termodinámica: “A la temperatura del cero absoluto la

entropía de cualquier sustancia cristalina perfecta es cero”. Esta Ley permite
calcular la entropía absoluta de cualquier sustancia a una temperatura y presión
de referencia. Así, la entropía absoluta estándar: SºT será la entropía de un
sistema a 1 atm de presión y a la temperatura T, calculada a partir de la tercera
Ley de la termodinámica. Para el agua a 25ºC y 1 atm de presión: Sº298.
son: El primer término considera la capacidad calórica a presión constante

del agua sólida, el segundo término corresponde al cambio de estado donde Los
términos que se consideran en el cálculo de la entropía absoluta para el agua a
25ºC y 1 atm DHf es el calor de fusión y Tf la temperatura de fusión del agua a 1
atm de presión. El tercer término corresponde a la capacidad calórica del agua
líquida a presión constante. En esta ecuación se está despreciando el efecto de la
presión sobre la entropía para el sistema sólido y líquido.
CALORIMETRÍA:
Rama de la física que se encarga de estudiar el comportamiento térmico de los

cuerpos.
 CALOR: es la energía en tránsito (en movimiento) entre 2 cuerpos o

sistemas, proveniente de la existencia de una diferencia de temperatura
entre ellos.
 Unidades de Cantidad de Calor (Q): Las unidades de cantidad de calor (Q)

son las mismas unidades de trabajo (T).
 Caloría: es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de

1 gramo de agua de 14,5 °C a 15,5 °C a la presión de 1 atmósfera (Presión
normal).
 Calor específico de un cuerpo: es la razón o cociente entre la capacidad

térmica (C) de un cuerpo y la masa (m) de dicho cuerpo. Además, en el
calor específico se debe notar que es una característica propia de las
sustancias que constituye el cuerpo, en tanto que la capacidad térmica (C)
depende de la masa (m) y de la sustancia que constituye el cuerpo.
C...calor específico (en cal/g.°C).
Ecuación fundamental de la calorimetría
Q... cantidad de calor

m... masa del cuerpo
c... calor específico del cuerpo
Δt... variación de temperature
Observación:
Para que el cuerpo aumente de temperatura; tiene que recibir calor, para
eso la temperatura tf debe ser mayor que la temperatura to ; y recibe el nombre de
calor recibido.
tf> to → calor recibido (Q > 0)
Para disminuir la temperatura; tiene que ceder calor, para eso la temperatura
tf debe ser menor que la temperatura to ; y recibe el nombre de calor cedido.
tf< to → calor cedido (Q < 0)
Principios de la Calorimetría:
1er Principio:
Cuando 2 o más cuerpos con temperaturas diferentes son puestos en

contacto, ellos intercambian calor entre sí hasta alcanzar el equilibrio térmico.
Luego, considerando un sistema térmicamente aislado, "La cantidad de calor
recibida por unos es igual a la cantidad de calor cedida por los otros".
2do Principio:
"La cantidad de calor recibida por un sistema durante una transformación es

igual a la cantidad de calor cedida por él en la transformación inversa".
 Capacidad calorífica molar: Es la energía calorífica necesaria para
aumentar 1K o 1ºC la temperatura de un mol de cualquier sustancia. En
este caso, la transferencia de calor será:
Q= n·ΔT·Cm
Donde:
n = número de moles
Cm = capacidad calorífica molar
ΔT = Tf – Ti (temperatura final menos temperatura inicial del sistema)
Cabe destacar que para el caso de sólidos y líquidos, la capacidad calorífica

específica y la capacidad calorífica molar son iguales si el proceso se realiza a
presión constante como o realiza a volumen constante. No obstante, en el caso de
los gases, estos parámetros varían, lo cual se indica con un subíndice v y p para el
proceso a V=cte y P=cte respectivamente: Cv, Cp, Cmv, Cmp, por lo que si en un
ejercicio debemos calcular el calor transferido en el caso de un gas nos deben
indicar si el proceso es isocoro o isobárico.
 Calor de reacción: Es la cantidad de calor que se desprende o se absorbe

durante una reacción química. Se debe a la diferencia de entalpia resultante
de los productos y de los reaccionantes a una determinada temperatura y a
una presión constante. Los calores de reacción pueden ser de formación,
de combustión, de neutralización, de disolución, de fusión, de vaporización
y de sublimación.
 Calor de neutralización: El calor de neutralización es definido como el calor

producido cuando un equivalente gramo de ácido es neutralizado por una
base. El calor de neutralización tiene un valor aproximadamente constante,
en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta
reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que
es formada por la reacción:
H+ + OH-  H2O
H3O+ + OH-  2H2O
 Calor de disolución: Es el calor absorbido o desprendido cuando 1 mol de

soluto se disuelve en una cantidad adecuada de solvente para obtener una
solución de determinada concentración. El calor de disolución depende del
número de moles del soluto y solvente a determinada presión y
temperatura.
PARTE EXPERIMENTAL
RELACION DE MATERIALES:
 Calorímetro
Mechero
de bunsen
 Pis
eta
 Pro
beta
 Pinza
para tubo
de ensayo
 2
tubos de
ensayos
 P
inza
para
vaso
prec
ipita
do
 Vaso precipitado
EXPERIMENTO 1:
Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro
Procedimiento:
 Para esta experiencia utilizamos como calorímetro un Termo, si no dispone

de preparar de ello, preparar el calorímetro cubriendo un vaso de 250 ml en
toda su superficie externa, con papel platinado de manera que la superficie
platinada se vea hacia el interior del vaso. Luego; colocar el vaso
preparado, dentro de un vaso de 250 ml cuyo fondo contenga una placa de
tecnoporn como aislante.
 Debe de disponerse de una tapa adecuada con dos orificios por el cual
pasará un termómetro y un agitador alámbrico.
 Procedemos a medir exactamente 50 ml de agua destilada fría, vertemos al
calorímetro y anotamos su temperatura el cual nos da t1 = 27,5° C.
 Llenar en otro vaso, 55 ml de agua y lo llevamos hasta la ebullición.
Retiramos el vaso del mechero. Verter agua hervida al calorímetro
inmediatamente, pero antes procedemos a medir su temperatura, el cual
nos da t2 = 91,3° C.
 Homogenizamos el sistema agitando suavemente la mezcla y registramos
la temperatura, el cual nos da tm = 53° C, procedemos a medir el volumen
de la mezcla que resulta ser 95 ml.
Cálculos y resultados:
Datos:
𝑡1 = 27,5°C ; 𝑣1 = 50 ml
𝑡2 = 91,2°C ; 𝑣2 = 55 ml
𝑡𝑚 = 53°C
𝑄1 Y 𝑄3 : Calor ganado por el agua fría y el calorímetro respectivamente.
𝑄2 : Calor cedido por el agua caliente.
𝑚1 Y 𝑚2 : Masa en gramos de agua fría y agua caliente respectivamente.
𝑡1 , 𝑡2 y 𝑡𝑚 : La temperatura del agua fría, agua caliente y el agua resultante de la
mezcla, repectivamente en grados centígrados.
𝐶𝐶 : Capacidad calorífica del calorímetro.

𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0
𝑚1 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 ; 𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂
𝑉1 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑉2 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0
𝑔 𝑐𝑎𝑙 𝑔 𝑐𝑎𝑙
50𝑚𝑙 𝑥1 𝑥1 𝑥(53 − 27,5)℃ + 55𝑚𝑙 𝑥1 𝑥1 𝑥(53 − 91,2)℃ + 𝐶𝐶 (53 − 27.5)℃
𝑚𝑙 𝑔℃ 𝑚𝑙 𝑔℃
=0
𝑐𝑎𝑙
𝐶𝐶 = 32,39 (𝐶𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑓𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜)
℃
EXPERIMENTO 2
Determinación del calor específico de un metal.
Procedimiento:
 Procedemos a medir 50 ml de agua destilada en el calorímetro y anotar la

temperatura, el cual nos da 𝒕𝟏 = 28,1°C.
 Pesamos 23.6 gramos de metal de plomo y lo ponemos en un tubo de prueba
vacío de 20 x 150 mm. Colocar una tapa para evitar salpicaduras de agua
dentro del tubo.
 Colocamos el tubo de prueba que contiene dicho metal, dentro de un vaso que
contiene agua de caño, y procedemos a calentar el agua del vaso a ebullición
durante un tiempo de 5 a 11 minutos con el fin de que el metal dentro del tubo
adquiera la temperatura del agua en ese instante medimos la temperatura del
agua en el vaso hirviendo, el cual nos da 𝒕𝟐 = 99°.
 Procedemos a transferir el metal al colorímetro, agitamos suavemente con el
termómetro y registrar este dato como 𝒕𝒎 = 29,1°C.
Cálculos y resultados:
Datos:
𝑡1 = 30°C ; 𝑣1 = 50 ml
𝑡2 = 95°C ; 𝑚2 = 10 g
𝑡𝑚 = 32°C
𝐶𝐶 = 32.39 Cal/°C
Donde:
𝑄1 Y 𝑄3 : Calor ganado por el agua fría y el calorímetro respectivamente.
𝑄2 : Calor cedido por el metal caliente.
𝑚1 Y 𝑚2 : Masa en gramos de agua fría y masa en gramos del metal caliente en
estudio, respectivamente.
𝑡1 , 𝑡2 y 𝑡𝑚 : Temperatura del agua fría, temperatura del metal caliente y el agua
resultante de la mezcla, respectivamente en grados centígrados.
𝐶𝐶 : Capacidad calorífica del calorímetro en cal/°C hallado en la primera experiencia.
𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0
𝑚1 𝐶𝑒𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 ; 𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂
𝑉1 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0
𝑔 𝑐𝑎𝑙 𝑐𝑎𝑙
50𝑚𝑙 𝑥1 𝑥1 𝑥(29,1 − 28,1)℃ + 23.6𝑔𝑥𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 𝑥(29,1 − 99)℃ + 32,29 (29.1 −
𝑚𝑙 𝑔℃ ℃
28,1)℃ = 0
𝑐𝑎𝑙
𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 = 0.0498 (𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐í𝑓𝑖𝑐𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙)
𝑔℃
EXPERIMENTO 3:
Determinación del calor de neutralización.
 En esta experiencia procedemos a medir 80 ml de solución de NaOH 0.2 N

luego verter al calorímetro seco y limpio.
 Medir 20 ml de HCl 0.8N y verter en otro vaso seco y limpio.
 Dejar en reposo ambas soluciones 1 o 2 minutos, luego de ello leer la
temperatura de las dos soluciones, el cual nos da 𝒕𝟏 = 29,2°C
 Logrado este propósito procedemos a verter el ácido en el calorímetro y
tapar rápidamente. Agitar la mezcla suavemente con el termómetro y
anotar la temperatura cada dos segundos hasta alcanzar un máximo antes
de que empiece a descender. Esta temperatura máxima nos da 𝒕𝒎 =
32.3°C.
TABLA 1:
Tiempo(s) 0 2 4 6 8 10 12 14 16 18
°C 33 33 32 32 32 32 32 32 32 32
GRÁFICA TEMPERATURA-TIEMPO:
Temperatura vs. Tiempo

33.5
33
TEMPERATURA (°C)
32.5
32
31.5
31
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18
TIEMPO (S)
En esta experiencia se propone medir el calor de neutralización del ácido

clorhídrico con la solución de hidróxido de sodio. En la neutralización de los ácidos
fuertes y bases, el calor de neutralización es casi igual. A medida que se diluyen
los reactivos, el calor de neutralización se aproxima a una magnitud externa que
es igual a -13360 cal/mol a 20°C. Esta magnitud representa el calor de formación
de las moléculas de agua a partir de los iones hidrógeno e hidróxilo.
+ −
𝐻(𝑎𝑐) + 𝑂𝐻(𝑎𝑐) = 𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝑄𝑛 𝑄𝑛 = -13.36 Kcal/mol (1)
La reacción de neutralización por ejemplo, de la solución del ácido

clorhídrico con la solución de hidróxido sódico puede escribirse:
𝐻𝐶𝑙𝑥(𝐻2𝑂) + 𝑁𝑎𝑂𝐻𝑦(𝐻2𝑂) =𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑥+𝑦)(𝐻2𝑂) + 𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝑄𝑛 (2)

Siendo 𝑄𝑛 calor de neutralización.
Donde 𝑥 e 𝑦 son los números de moles de agua por 1 mol de reactivo. Los
calores de las reacciones (1) y (2) se distinguen entre sí en el calor de dilución de
los reactivos.
|𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 𝐶𝐶 x (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚𝐻2𝑂 𝑥𝐶𝑒𝐻2𝑂 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 )
Donde:
𝑄𝑔 𝑦 𝑄𝑝 = Calor ganado y perdio respectivamente.

𝐶𝐶 = Capacidad calorífica del calorímetro.
𝐶𝑒𝐻2𝑂 = Calor específico del agua.
𝑡1 =Temperatura inicial del HCl = Temperatura inicial del NaOH =
Temperatura del calorímetro.
Se asume 𝑚𝐻2𝑂 = Como la suma de los volumenes del HCl y el NaOH, dado a
que en la neutralización se obtiene agua a PH=7.
𝑚𝐻2𝑂 = 𝑉𝐻𝐶𝑙 + 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 = 20 𝑚𝑙 + 80 𝑚𝑙 = 100 𝑚𝑙
Datos:
𝑡1 = 29,1°C
𝑡𝑚 = 32,3°C.
𝐶𝐶 = 32,39 Cal/°C
𝐶𝑒𝐻2𝑂 = 1 cal/ g °C
𝑚𝐻2𝑂 = 100 𝑚𝑙 = 70 g.
80ml de NaOH 0.2 N
20 ml de HCl 0.8N
|𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 𝐶𝐶 x (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚𝐻2𝑂 𝑥𝐶𝑒𝐻2𝑂 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 )
|𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 32,39 cal/°C x (32,3 − 29,1)°𝐶 + 80𝑔𝑥1 cal/ g °C 𝑥 (32,3 − 29,1)
|𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 359,64 cal.
Luego para 1 mol de agua, en el experimento el calor de neutralización será:
𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−𝑄𝑔 )/ 𝑛𝐻2𝑂
La estequiometria de reacción muestra que:
𝑛𝐻2𝑂 = 𝑛(𝐻𝐶𝑙) = 𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = 𝑁°𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎 = (𝑁𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑥 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛)(á𝑐𝑖𝑑𝑜)
𝑛𝐻2𝑂 = 𝑛(𝐻𝐶𝑙) = 𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = 𝑁°𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎 = (0.2 mol/L x 1L/1000 ml x 20 ml) = 0.004
Luego procedemos a hallar el calor de neutralización, mediante:
𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−𝑄𝑔 )/ 𝑛𝐻2𝑂
𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−359,64)/ 0.004
𝑄𝑛 = 89,912 Kcal
EXPERIMENTO 4
Determinación del calor de disolución integral de una sal durante la
formación de solución satura
Procedimiento:
 Procedemos a medir 72ml de agua destilada y verter al calorímetro limpio y

seco, con ayuda del termómetro registrar dicha temperatura 𝒕𝟏 = 27,1°C
 Introducir 1.07g de 𝑁𝐻4 𝐶𝑙 para obtener una dilución de 200. Tapar el
calorímetro y agitar vigorosamente la mezcla.
 Procedemos a medir la temperatura de la mezcla cada 15 segundos hasta
obtener la temperatura más baja. 𝒕𝒎 = 26.9°C
TABLA 2:
Tiempo(s) 0 15 30 45 60 75 90 105 120 135

°C 28 28 27 27 27 27 27 27 27 27
Procedemos a determinar el calor de disolución de la sal:
𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0
𝑚𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑄2 + 𝐶𝐶 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 ; 𝑚𝐻2𝑂 = 𝑉𝐻2𝑂 𝜌𝐻2𝑂
Donde:
𝑄1: Calor transferido por el agua fría.

𝑄2 : Calor de disolución en el sistema.
𝑄3 : Calor transferido por el calorímetro.
Dato:
𝑉𝐻2𝑂 = 72 𝑚𝑙
𝑡1 = 27,1°C
𝑡𝑚 = 26,9°C
𝐶𝑒𝐻2𝑂 = 1 cal/ g °C
𝐶𝐶 = 32,39 cal/°C
𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0
𝑚𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑄2 + 𝐶𝐶 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 ; 𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂
𝑉𝐻2𝑂 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑄2 + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0
𝑔 𝑐𝑎𝑙 𝑐𝑎𝑙
72𝑚𝑙 𝑥1 𝑚𝑙 𝑥1 𝑔℃ 𝑥(26,9 − 27,1)℃ + 𝑄2 + 32,39 (26,9 − 27,1)℃ = 0
℃
𝑄2 = 20.878 𝑐𝑎𝑙(𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎)
CONCLUSIONES GENERALES DEL INFORME

 En este primer laboratorio nos ha servido para poder entender
experimentalmente la primera ley de la termodinámica y aumentar nuestros
conocimientos acerca de los conceptos y fórmulas de: la capacidad
calorífica, calor, calor específico, etc.
 Se logró comprobar la capacidad calorífica de un calorímetro.
 Se pudo comprobar el calor de una neutralización de un ácido – base.
 Nos ha ayudado a comprender en qué condiciones gana o pierdo calor.
 Se ha hallado el calor de una disolución de sales utilizando un calorímetro.
APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD
TERMODINAMICA EN LA MINERIA
Como toda gran industria que funciona al interior de nuestras fronteras, la
Minería también se ve enfrentada a una serie de nuevos desafíos, entre los que
destacan una producción alineada con los valores de los metales producidos,
aumento sostenido de los costos por ausencia de proyectos energéticos, lejanía
de fuentes de agua, mayor cuidado del medioambiente, tasas de producción y
escaso número de profesionales debidamente capacitados, entre otros.
En el caso de la Energía, que es uno de los servicios más preciados y

escasos en el último tiempo, la automatización es una buena herramienta, pues
puede reducir los costos de consumo de un yacimiento o planta al medir,
identificar y controlar aquellas cargas o procesos que pueden estar desconectados
en algún momento de la red, sin afectar la seguridad de las personas o la
producción.
Este es un aspecto que todas las compañías mineras tratan de controlar, ya

que representa un gasto mensual relevante en su presupuesto anual o mensual,
sobre todo en un país que se caracteriza por tener uno de los rangos de precio
más caros de la región por KW/h consumido. A ello se suma la ausencia de
nuevos proyectos energéticos y una fuerte oposición social a iniciativas que, se
creía, no tendrían ningún inconveniente en ser ejecutadas. La termodinámica nos
ayuda a encontrar estos procesos importantes como lo es la automatización para
reducir el #uso de reservas y controlar en mayor parte el consumo de energía en
muchos países en desarrollo.
Asimismo, una de las nuevas exigencias que se han visto en este segmento
de negocio es que los sistemas de control no sólo deben cumplir con los
requerimientos de operación, sino que también deben contemplar otras funciones,
como aquella relativa al mantenimiento de los equipos y de la planta, incluyendo
conceptos como diagnóstico en línea y seguimiento de la Historia de una
determinada máquina. Con ello, se podrá realizar una gestión de activos mucho
más eficiente, evitando paradas de planta imprevistas que puedan afectar el
volumen de producción de un determinado mineral.
Nota: tanto la termodinámica, como la minería son importantes en nuestras vidas,

ellas nos facilitan la vida de tal forma que los minerales están en todas partes y la
termodinámica nos ayuda aplicar estos para mayor beneficio.
RECOMENDACIONES
 Se recomienda siempre vestirse con la indumentaria requerida, ya sea

guardapolvo, lentes y guantes
 Se recomienda también que se utilice los ácidos con cuidado ya que
podrían contaminar el ambiente.

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2017-I

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

FACULTAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA

Las aplicaciones específicas en esta práctica corresponden a la determinación

 La capacidad calorífica de un calorímetro

 El calor especifico de los metales

 El calor de disolución de algunas sales usando un calorímetro

 El calor de neutralización de una reacción acido-base

 Calor latente de vaporización

2da ley de la termodinámica:

La conexión entre la entropía y la espontaneidad de una reacción queda

Para un proceso espontáneo:

ΔSuniv = ΔSsist + ΔSalred > 0

Para un proceso en equilibrio:

ΔSuniv = ΔSsist + ΔSalred = 0

Para un proceso espontaneo, la segunda ley establece que ΔSuniv debe

Tercera ley de la termodinámica: “A la temperatura del cero absoluto la

son: El primer término considera la capacidad calórica a presión constante

Rama de la física que se encarga de estudiar el comportamiento térmico de los

 CALOR: es la energía en tránsito (en movimiento) entre 2 cuerpos o

 Unidades de Cantidad de Calor (Q): Las unidades de cantidad de calor (Q)

 Caloría: es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de

 Calor específico de un cuerpo: es la razón o cociente entre la capacidad

Ecuación fundamental de la calorimetría

Q... cantidad de calor

Cuando 2 o más cuerpos con temperaturas diferentes son puestos en

"La cantidad de calor recibida por un sistema durante una transformación es

Cm = capacidad calorífica molar

ΔT = Tf – Ti (temperatura final menos temperatura inicial del sistema)

Cabe destacar que para el caso de sólidos y líquidos, la capacidad calorífica

 Calor de reacción: Es la cantidad de calor que se desprende o se absorbe

 Calor de neutralización: El calor de neutralización es definido como el calor

 Calor de disolución: Es el calor absorbido o desprendido cuando 1 mol de

 Para esta experiencia utilizamos como calorímetro un Termo, si no dispone

𝐶𝐶 : Capacidad calorífica del calorímetro.

𝑚1 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 ; 𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂

𝑉1 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑉2 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0

 Procedemos a medir 50 ml de agua destilada en el calorímetro y anotar la

𝑚1 𝐶𝑒𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 ; 𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂

𝑉1 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0

 En esta experiencia procedemos a medir 80 ml de solución de NaOH 0.2 N

Temperatura vs. Tiempo

En esta experiencia se propone medir el calor de neutralización del ácido

La reacción de neutralización por ejemplo, de la solución del ácido

𝐻𝐶𝑙𝑥(𝐻2𝑂) + 𝑁𝑎𝑂𝐻𝑦(𝐻2𝑂) =𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑥+𝑦)(𝐻2𝑂) + 𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝑄𝑛 (2)

|𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 𝐶𝐶 x (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚𝐻2𝑂 𝑥𝐶𝑒𝐻2𝑂 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 )

𝑄𝑔 𝑦 𝑄𝑝 = Calor ganado y perdio respectivamente.

𝑚𝐻2𝑂 = 𝑉𝐻𝐶𝑙 + 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 = 20 𝑚𝑙 + 80 𝑚𝑙 = 100 𝑚𝑙

|𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 𝐶𝐶 x (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚𝐻2𝑂 𝑥𝐶𝑒𝐻2𝑂 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 )

|𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 359,64 cal.

Luego para 1 mol de agua, en el experimento el calor de neutralización será:

𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−𝑄𝑔 )/ 𝑛𝐻2𝑂

La estequiometria de reacción muestra que:

𝑛𝐻2𝑂 = 𝑛(𝐻𝐶𝑙) = 𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = 𝑁°𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎 = (𝑁𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑥 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛)(á𝑐𝑖𝑑𝑜)

Luego procedemos a hallar el calor de neutralización, mediante:

𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−𝑄𝑔 )/ 𝑛𝐻2𝑂

𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−359,64)/ 0.004

 Procedemos a medir 72ml de agua destilada y verter al calorímetro limpio y