UNIVERSIDAD

NACIONAL JORGE
BASADRE
GROHMANN- TACNA

FACULTAD DE
CIENCIAS AGROPECUARIAS

ESCUELA PROFESIONAL DE
INGENIERÍA AMBIENTAL

Práctica N° 3 de laboratorio

Calorimetría: equivalente en agua del

calorímetro
Docente: Mtro. Otto Alberto Quispe Jiménez
Nombre: Luz Delia Foraquita Adco
Código: 2021-178097
Asignatura: Fisicoquímica

TACNA- PERÚ
2022
 Calorimetría: cálculo de la constante de
calorímetro
I. OBJETIVOS

1.1. Objetivo General:

• Determinar el equivalente en agua del calorímetro (capacidad

calorífica del calorímetro)

1.2. Objetivo específico:

• Identificar la variación de temperatura durante el proceso de mezcla.

• Conocer el calor ganado por el agua fría al entrar en contacto con agua

caliente.

• Identificar la temperatura de equilibrio del proceso.

• Elaborar un calorímetro tipo “taza de café” a presión constante.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

1.1. Calorimetría

Es una técnica basada en la medición de cambios de temperatura cuando en

el sistema se absorbe o emite calor y estudia la relación que existe entre la

energía calorífica asociada a una reacción química o proceso físico, puesto

que se permite determinar el intercambio de calor que ocurre en una reacción

química (Bolívar, 2019).

1.2. Calorímetro

Se trata de un dispositivo en el que se mide la temperatura inicial y final

(variación) y por consecuencia se puede medir la cantidad de calor que

absorbe o libera una determinada sustancia durante una reacción (Bolívar,

2022).
 Se podría decir también que un calorímetro es un dispositivo que permite

medir el calor de reacción y la capacidad calorífica. Está conformado por 2

recipientes que actúan como aislante térmico, de tal manera que se evita el

intercambio de calor entre el exterior y el interior del calorímetro. El

termómetro mide la temperatura del líquido en el recipiente interior.

Como el sistema es aislado, se expresaría lo siguiente:

𝑄𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 = −𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜

(vlab.amrita.edu, 2012)

1.3. Capacidad calórica de un calorímetro

La capacidad calórica de un calorímetro se obtiene al dividir la cantidad de

calor que absorbe el calorímetro entre la variación de la temperatura, dicha

variación se logra obtener al realizar la disolución en el calorímetro y

anotando la temperatura con la que se inicia la disolución y la temperatura

con la que concluye la disolución (Bolívar, 2019).

Cabe recalcar que la capacidad calorífica se comprende como la cantidad de

calor que se necesita para aumentar un °C la temperatura de una sustancia, es

por ello que las unidades de la capacidad calorífica es J/ °C, y se denota por

C. (vlab.amrita.edu, 2012)

1.4. Relación entre la capacidad calorífica y el calor específico de una

sustancia

𝐶 = 𝑚𝑠

m= masa de sustancia en gramos

C= capacidad calorífica
 s= calor específico

1.5. Reacciones calorimétricas

Si un calorímetro contiene en su interior solo agua, como otra sustancia,

entonces el calor que se va a liberar en ese proceso, únicamente será absorbido

por el calorímetro y por el agua, entonces se da el siguiente balance de

energía.

𝑄 = 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄 𝑤

Donde, Q es el calor liberado en proceso, Qcal es el calor que es absorbido

por el calorímetro y Qw es el calor absorbido por el agua

1.6. Calor de hidratación

Para disolver un soluto se utiliza un disolvente muy conocido, agua,

cuando se utiliza el agua como disolvente, se da un proceso de hidratación

y la variación de entalpia en el proceso de hidratación se denomina calor

de hidratación.

1.7. Calor de solución

Es el calor que se genera o absorbe cuando una cierta cantidad de soluto

se disuelve en un determinado solvente.

1.8. Tipos de calorímetro

Calorímetro “Taza de café”

Tiene el nombre “Taza de café”, debido a que es un equipo compuesto por un

envase de poliestireno con tapa en la parte superior, asimismo tiene un

termómetro acompañado de un agitador mecánico. En el envase de

poliestireno se coloca el agua. Este equipo permite medir la cantidad de calor

que se pierde o gana en una reacción a presión constante (disolución acuosa),

 en otras palabras, permite conocer si el calor que absorbe o emite al considerar

las variaciones en la temperatura de la solución con el termómetro (Bolívar,

2022).

Bomba calorimétrica

Es un dispositivo que cumple con la función de medir el calor que se libera o

gana en una reacción, considerando el volumen constante. Este presenta un

recipiente de acera resistente que se sumerge en agua y es lugar donde se da

la reacción al suministrar electricidad a través de cables conectados a la

misma. Los cambios en la cantidad de calor se perciben a volumen y

temperatura constante (Bolívar, 2022).

Las partes que lo conforman son la celda (evita que se pierda calor),

termómetro, calentador, asimismo presenta un escudo que actúa como

aislante, esta se encuentra envolviendo la celda donde se dan los cambios de

calor y temperatura. Por tratarse de un calorímetro adiabático, la variación de

temperatura entre el calorímetro y sus alrededores es mínima (Bolívar, 2022).

III. EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS

Tabla 1

Materiales para determinar la capacidad calorífica del

calorímetro

Materiales y reactivos Cantidad

Matraz Erlenmeyer 1

Tapón Monohoradado 1

Probeta de 50 ml 1

Vaso precipitado 1
 Cocina eléctrica 1

Agua 100 ml

Termómetro 1

Nota. Fuente: Elaboración propia

IV. PROCEDIMIENTO

Para el laboratorio experimental

Paso 1: Se tiene que medir 50 ml de agua en una probeta graduada, para luego

vaciarlo en un vaso precipitado.

Paso 2: Después se tiene que calentar el agua medida (50 ml) a 60 °C en una

cocina eléctrica.

Paso 3: Seguidamente, transferir el agua caliente al calorímetro (matraz + Tapón

mohoradado).

Paso 4: Añadir 50 ml de agua fría al calorímetro, después de haber medido su

temperatura inicial.

Paso 5: Tomar nota de la temperatura en el calorímetro cada medio minuto,

hasta observar una temperatura constante y considerar a la temperatura de

equilibrio.

Paso 6: Finalmente procesar cálculos con los datos de las temperaturas, masa, y

volumen del agua fría y caliente.

V. CÁLCULOS Y RESULTADOS
Tabla 2

Datos para hallar la capacidad calorífica del calorímetro

Repetición Temperatura Temperatura Temperatura Masa del Masa del

inicial de inicial de de equilibrio agua agua fría

agua fría agua caliente de la mezcla caliente

1era 21 °C 60 °C 35,7 °C 50 g 50 g

2da 21 °C 61,5 °C 40,1 °C 50 g 50 g

3ra 21 °C 60° C 36,9 °C 50 g 50 g

Nota. Fuente: Elaboración propia

PRIMER RESULTADO DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA DEL

CALORÍMETRO

𝑚𝐻2𝑂 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT = 𝑚𝐻2𝑂 𝑓𝑟𝑖𝑎 ∗ 𝐶𝑒𝑠𝑝𝐻2𝑂 ∗ ΔT + C ∗ ΔT

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (35,7 − 60) = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (35,7 − 21) + C ∗ (35,7 − 21)
𝑔. 𝐾 𝑔. 𝐾

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ −24,3 𝐾 = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (14,4 𝐾) + C ∗ (14,4 K)
𝑔. 𝐾 𝑔. 𝐾

𝐽
209,2 ∗ −24,3 𝐾 = 3012,48 𝐽 + 𝐶 ∗ 14,4 𝐾
𝐾

−5078,7 𝐽 = 3012,48 𝐽 + 𝐶 ∗ 14,4 𝐾

8091,18 𝐽
− =𝐶
14,4 𝑘

𝐽
−561,8875 =𝐶
𝑘
SEGUNDO RESULTADO DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA DEL

CALORÍMETRO

𝑚𝐻2𝑂 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT = 𝑚𝐻2𝑂 𝑓𝑟𝑖𝑎 ∗ 𝐶𝑒𝑠𝑝𝐻2𝑂 ∗ ΔT + C ∗ ΔT

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (40,1 − 61,5) = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (40,1 − 21) + C ∗ (40,1 − 21)
𝑔. 𝐾 𝑔. 𝐾

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ −21,4 𝐾 = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (19,1 𝐾) + C ∗ (19,1 K)
𝑔. 𝐾 𝑔. 𝐾

𝐽
209,2 ∗ −21,4 𝐾 = 3 995,72 𝐽 + 𝐶 ∗ 19,1 𝐾
𝐾

−4 476.88 𝐽 = 3 995,72 𝐽 + 𝐶 ∗ 19,1 𝐾

8471,88 𝐽
− =𝐶
19,1 𝑘

𝐽
−443,55 =𝐶
𝑘

TERCER RESULTADO DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA DEL

CALORÍMETRO

𝑚𝐻2𝑂 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT = 𝑚𝐻2𝑂 𝑓𝑟𝑖𝑎 ∗ 𝐶𝑒𝑠𝑝𝐻2𝑂 ∗ ΔT + C ∗ ΔT

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (36,9 − 60) = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (36,9 − 21) + C ∗ (36,9 − 21)
𝑔. 𝐾 𝑔. 𝐾

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ −23,1 𝐾 = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (15,9 𝐾) + C ∗ (15,9 K)
𝑔. 𝐾 𝑔. 𝐾

𝐽
209,2 ∗ −23,1 𝐾 = 3 326,28 + 𝐶 ∗ 15,9 𝐾
𝐾

−4832,52 𝐽 = 3 326,28 𝐽 + 𝐶 ∗ 15,9 𝐾

 8158,8 𝐽
− =𝐶
19,1 𝑘

𝐽
−513,1323 =𝐶
𝑘

PROMEDIO DE LOS TRES RESULTADOS DE LA CAPACIDAD

CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO

𝐽 𝐽 𝐽
−513,1323 − 443,55 − 561,8875
𝐶= 𝑘 𝑘 𝑘
3

𝐽
𝐶 = − 506,1899
𝑘

REAJUSTES PARA EL CÁLCULO DE LA ENTALPIA DE SOLUCIÓN

PARA EL HIDRÓXDIO DE SODIO AL 100%

Tabla 3

Datos para hallar el calor de disolución de NaOH al 100%

Masa Masa Moles Temperatura Temperatura Variación de

de Molar de de inicial (Ti) final temperatura

NaOH NaOH NaOH

3,9470 39,997 0.0987 25 ° C 30,35 °C 5,35 °C

g g/mol mol

Nota. Fuente: Elaboración propia

 ΔH solución =–m agua *c agua * ΔT – C calorímetro * ΔT

𝑞 𝐍𝐚𝐎𝐇 = −( 𝑞H2O + 𝑞calorímetro )

𝐽
𝑞 𝐍𝐚𝐎𝐇 = −𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT − 14,239 (ΔT)
𝐾

𝐽 𝐽
𝑞 𝐍𝐚𝐎𝐇 = −100 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (5,35 𝐾) − 506,1899 (5,35 𝐾)
𝑔. 𝐾 𝑘

𝑞 𝐍𝐚𝐎𝐇 = −2238,44 𝐽 − 2708,11597 𝐽

𝑞 𝐍𝐚𝐎𝐇 = −4946,55597 𝐽

CÁLCULO PARA HALLAR LA ENTALPÍA DE SOLUCIÓN EN KJ/MOL, DE

NAOH:

𝑞 𝐍𝐚𝐎𝐇 = −4946,55597 𝐽

Moles de NaOH = 0,0987 mol

𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 NaOH

Entalpía de solución en kJ/mol =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 NaOH

4946,55597 𝐽
Entalpía de solución en kJ/mol =
0,0987 mol NaOH

𝐽
Entalpía de solución en kJ/mol =−50117,0817 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝐽 0.001 𝑘𝐽
Entalpía de solución en kJ/mol=−50117,0817 ∗
𝑚𝑜𝑙 1𝐽
 𝑘𝐽
= −50,117082
𝑚𝑜𝑙

CÁLCULO PARA HALLAR EL PORCENTAJE DE ERROR:

Según Zamora (2018), el calor de solución del hidróxido de sodio es

-44,51 kJ/mol

Porcentaje de error del calor molar de solución:

kJ
Valor teórico: −44, 51 mol

𝑘𝐽
Valor experimental:= −50,117082 𝑚𝑜𝑙

% Error=?

|Valor teórico − valor experimental|

% Error = x 100
Valor teórico

kJ 𝑘𝐽
|−44, 51 + 50,117082 |
% Error = mol 𝑚𝑜𝑙 x 100
kJ
44, 51
mol

% Error = 0.1934 x 100

% 𝐄𝐫𝐫𝐨𝐫 = 𝟏𝟗, 𝟑𝟒%

REAJUSTES PARA EL CÁLCULO DE LA ENTALPIA DE SOLUCIÓN

PARA EL NITRATO DE AMONIO

Tabla 4

Datos para hallar el calor de disolución de NH4NO3

Masa de Masa Moles de Temperatura Temperatura Variación

NH4NO3 Molar de NH4NO3 inicial (Ti) final (Tf) de

NH4NO3 temperatura

ΔH

1,9989 g 80 g/mol 0.0250 25 ° C 23,6 °C -1,4°C

mol

Nota. Fuente: Elaboración propia

CÁLCULO PARA HALLAR EL CALOR GANADO O PERDIDO POR

NH4NO3 :

𝑞 NH4NO3 = −( 𝑞H2O + 𝑞calorímetro )

𝐽
𝑞 NH4NO3 = −𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT − 14,239 (−1,4 𝐾)
𝐾

𝐽
𝑞 NH4NO3 = −100 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (23,6 − 25)K + 19,934 𝐽
𝑔. 𝐾

𝐽
𝑞 NH4NO3 = −100 𝑔 ∗ 4,184 ∗ −1,4 K + 19,934 𝐽
𝑔. 𝐾

𝑞 NH4NO3 = 585,76 𝐽 + 19,934 𝐽

𝑞 NH4NO3 = 605,694 𝐽
CÁLCULO PARA HALLAR LA ENTALPÍA DE SOLUCIÓN EN

KJ/MOL, DE NH4NO3

𝑞 NH4NO3 = 605,694 𝐽

Moles de NH4NO3= 0.0250 mol

𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 NH4NO3

Entalpía de solución en kJ/mol =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 NH4NO3

605,694 𝐽
Entalpía de solución en kJ/mol =
0.0250 mol de NH4NO3

𝐽
Entalpía de solución en kJ/mol =24227,76 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝑁𝑂3

𝐽 0.001 𝑘𝐽 𝑘𝐽
Entalpía de solución en kJ/mol= 24227,76 ∗ = 24,2278 𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙 1𝐽

CÁLCULO PARA HALLAR EL PORCENTAJE DE ERROR:

Porcentaje de error del calor molar de solución:

kJ
Valor teórico: 25,69 mol

𝑘𝐽
Valor experimental:24,2278 𝑚𝑜𝑙

|Valor teórico − valor experimental|

% Error = x 100
Valor teórico

kJ 𝑘𝐽
|25,69 − 24,2278 |
% Error = mol 𝑚𝑜𝑙 x 100
kJ
25,69
mol

% Error = 0.05692 x 100

% 𝐄𝐫𝐫𝐨𝐫 = 𝟓, 𝟔𝟗𝟐%
VI. CUESTIONARIO

1) ¿Cuál de los siguiente se puede usar para calcular el cambio de entalpia

asociado con las reacciones de combustión?

• Bomba calorimétrica de volumen constante

• Bomba calorimétrica de temperatura constante

• Ninguna de la anteriores

• Calorímetro de bomba a presión constante

2) La relación entre la capacidad calorífica y el calor específico de una

sustancia está en:

• Proporción directa

• Proporción no lineal

• Proporción inversa

• Ninguna de las anteriores

3) ¿Las reacciones que tienen lugar con la evolución del calor se conocen

como.........?

• Ninguna de la anteriores

• Neutralización

• Exotérmico

• Endotérmico

4) ¿Cuál de los siguientes describe mejor un colorímetro?

• Consta de agua, termómetro y sistema aislado

• Se compone de agua, solución desconocida y un sistema aislado

• Medir la entropía de las reacciones química en el sistema

• Todo lo anterior
 5) ¿Cómo se llama el calor requerido para elevar la unidad de masa de una

sustancia en un grado de temperatura?

• Calor de neutralización

• Calor de hidratación

• Capacidad calorífica

• Calor de dilución

6) Explique esquemáticamente las características de la calorimetría.

Agitador: sirve para Tapa con dos orificios: sirve de

diluir el soluto, así aislador y presenta los orificios
como también para para que ingres el termómetro
mesclar los reactivos. y el agitador al calorímetro.

Vaso de poliestireno:
sirve aislar el
sistema para medir Termómetro: sirve para
el calor del medio. medir la temperatura
dentro del calorímetro

7) Calcular la capacidad calorífica del calorímetro. La temperatura de 50 ml

de agua más caliente es 37,9 0 C, la temperatura de 50 ml de agua más

fría es 20,9 0 C, la temperatura después de mezclar es 29,1 0 C, el calor

específico del agua es 4,184 J/g 0 C, la densidad del agua es 1 g/mL.

𝑚𝐻2𝑂 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT = 𝑚𝐻2𝑂 𝑓𝑟𝑖𝑎 ∗ 𝐶𝑒𝑠𝑝𝐻2𝑂 ∗ ΔT + C ∗ ΔT

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (29,1 − 37,9) = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (37,9 − 20,9) + C ∗ (37,9 − 20,9)
𝑔. °𝐶 𝑔. °𝐶

𝐽 𝐽
50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ −8,8°𝐶 = 50 𝑔 ∗ 4,184 ∗ (17 °𝐶) + C ∗ (17 °C)
𝑔. °𝐶 𝑔. °𝐶

𝐽
209,2 ∗ −8,8 °𝐶 = 3 556,4 𝐽 + 𝐶 ∗ 17 °𝐶
𝐾
 −1840,96𝐽 = 3 556,4 𝐽 + 𝐶 ∗ 17 °𝐶

5397,36 𝐽
− =𝐶
17 °𝐶

𝐽
−317,4918 =𝐶
𝑘

8) Calcule la capacidad calorífica (kJ/K) de un calorímetro cuando su

temperatura aumenta a 0,3 K por la absorción de 30,0 J de energía.

𝑚𝐻2𝑂 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT = 𝑚𝐻2𝑂 𝑓𝑟𝑖𝑎 ∗ 𝐶𝑒𝑠𝑝𝐻2𝑂 ∗ ΔT + C ∗ ΔT

30,0 𝐽
=𝐶
0,3 𝐾

𝐽
100 =𝐶
𝑘

100𝐽 0,001𝑘𝐽 𝑘𝐽
𝐶= 𝑥 = 0,1
𝐾 1𝐽 𝐾

9) Discutir la diferencia entre calorimetría de volumen constante y presión

constante.

La calorimetría de volumen constante es utilizada para conocer el cambio en

la energía interna de una reacción de combustión, sin embargo, en la

calorimetría a presión constante el objetivo es medir el cambio de entalpia, de

un proceso físico o químico,

Por otra parte, en la calorimetría a volumen constante se lleva a cabo la quema

de una muestra en una bomba calorimétrica. No obstante, en una calorimetría

 a presión constante el proceso que se lleva a cabo es una solución en una taza

de café.

Asimismo, para calcular la cantidad de calor que se libera en la reacción

cuando se trabaja con una calorimetría a volumen constante, se calcula

mediante la fórmula q = −C ∗ ΔT, donde C es la capacidad térmica del

calorímetro y ΔT es la variación de temperatura. En el caso de la calorimetría

a presión constante se utiliza datos como la masa, el calor específico, y la

variación de temperatura de la solución para conocer el calor transferido

durante el proceso.

Además, cabe recalcar que, en la calorimetría a presión constante, el calor

transferido durante el proceso de disolución es igual a la ΔH (cambio de

entalpia) en dicho proceso, de manera similar sucede con la calorimetría a

volumen constante, puesto que q es igual a ΔE (cambio de energía interna) en

la reacción.

10) ¿Cómo determinar el equivalente en agua del calorímetro? Conversar.

Como el equivalente en agua del calorímetro (capacidad calorífica del

calorímetro expresada en gramos) es la masa de agua que tiene la misma

capacidad calorífica que el vaso del calorímetro.

Para determinarlo se podría seguir el siguiente procedimiento:

-Agregar una cantidad de agua caliente (volumen definido) al calorímetro,

agitarlo luego de medir la temperatura inicial.

-Después añadir al calorímetro otra cantidad agua, peor fría, se debe medir la

temperatura inicial del agua fría.

 -Luego agitar para que se dé la mescla, y medir cada medio minuto la

temperatura hasta obtener una temperatura constante que sería la temperatura

de equilibrio.

-Finalmente realizar el cálculo haciendo uso de la siguiente ecuación:

𝑚𝐻2𝑂 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝐶𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗ ΔT = 𝑚𝐻2𝑂 𝑓𝑟𝑖𝑎 ∗ 𝐶𝑒𝑠𝑝𝐻2𝑂 ∗ ΔT + C ∗ ΔT

Donde se debe reemplazar los datos de masa de agua fría, masa de agua

caliente, temperatura inicial del agua fría, temperatura inicial de agua caliente,

temperatura de equilibrio, el calor específico del agua, para luego tener como

incógnita el valor de la capacidad calorífica del calorímetro, es decir al

resolver esa ecuación se obtendrá el valor del equivalente en agua del

calorímetro.

VII. DISCUSIONES

Identificar el cambio de temperatura durante el proceso de la mezcla. Al añadir agua

fría al calorímetro con agua caliente, se dio un cambio de temperatura en el interior

del calorímetro, este fue identificado con las mediciones realizadas cada medio

minuto, fue un procedimiento que también se realiza en el informe de Acosta et al.

(2017), quien deja transcurrir 3 minutos mientras se agita suavemente la mezcla

presente en el calorímetro y finalmente registra la temperatura final que representa la

temperatura de equilibrio.

VIII. CONCLUSIONES

Al agregar agua fría al calorímetro que contiene agua caliente se da un cambio de

temperatura, es decir que la energía presente en el agua caliente se transfiere al

cuerpo de agua fría en forma de calor, hasta lograr un equilibrio térmico, entonces

se logra medir la temperatura de equilibrio, que es evidencia de que sucedió un

cambio de temperatura al realizarse la mescla de agua con diferentes temperaturas,

 puesto que el agua fría se encontraba a 21°C y el agua caliente a 60 °C

aproximadamente según las repeticiones que se realizó.

Para obtener la temperatura de equilibrio resulta muy importante la medición cada

medio minuto hasta obtener una temperatura constante, indicando la temperatura

de equilibrio, por lo que es necesario el uso de un termómetro para conocer la

temperatura que hay en el interior del calorímetro al mezclar el agua fría con agua

caliente.

Por otra parte, el calor del agua fría al entrar en contacto con agua caliente fue en

la primera medición, 3012,48 𝐽, en la segunda medición fue 3 995,72 𝐽 y en la

tercera medición el agua presentó 3 326,28 𝐽 de calor.

Para hacer posible las mediciones de la capacidad calorífica del calorímetro, se

realizó en primer lugar la elaboración del calorímetro con materiales de

laboratorio, el cual consiste en tener un recipiente que cumpla con la función de

actuar como termo aislante, en este caso se trata de elaborar un calorímetro con

una matraz Erlenmeyer, asimismo, hacer uso de un tapón mohoradado, para evitar

que salga el calor por la parte superior del matraz, el orificio es muy importante

para que se pueda introducir el termómetro y de esa manera realizar las

mediciones de la temperatura en el interior del calorímetro.

Cabe recalcar que fue importante seguir a detalle y cuidadosamente todo el

procedimiento para finalmente obtener el equivalente de agua del calorímetro que

es igual a -561,8875 J/k

IX. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Bolívar, Gabriel. (29 de abril de 2019). Calorimetría: qué estudia y aplicaciones.

Lifeder.

Bolívar, Gabriel. (19 de abril de 2022). Calorímetro. Lifeder.

Bolívar, Gabriel. (8 de septiembre de 2022). Reacción endotérmica. Lifeder.

González Ibarra, Adriana. (5 de abril de 2021). Reacción exotérmica. Lifeder.

Zapata, Fanny. (3 de junio de 2019). Calor de solución: cómo se calcula,

aplicaciones y ejercicios. Lifeder.

vlab.amrita.edu,. (2012). Calorimetry -Water equivalent Calorimetry. Retrieved

10 November 2022, from
vlab.amrita.edu/?sub=2&brch=190&sim=1352&cnt=1
Khan Academy, accedido [10.112022], Calorimetría a presión constante
[https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry-
beta/x2eef969c74e0d802:thermodynamics/x2eef969c74e0d802:heat-
capacity-and-calorimetry/v/constant-pressure
calorimetry#:~:text=La%20calorimetr%C3%ADa%20de%20presi%C
3%B3n%20const nte,vasos%20de%20espuma%20de%20poliestireno]
Khan Academy, accedido [10.112022], Calorimetría a volumen constante
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capacity-and-calorimetry/v/constant-volume-calorimetry]
Zamora, A. (2018). Calor de Disolución . Laboratorio de Ciencia Básica II
Ingeniería Química FES
Zaragoza. https://laboiqzamora.wordpress.com/calor-de-disolucion/
X. ANEXOS
Paso 1: Medir 50 ml de agua en una probeta, luego vaciarlo en un vaso
precipitado.

Figura 1

Medición de 50 ml de agua en una probeta precipitado.

Nota: Fuente elaboración propia

Figura 2
Calentamiento de agua en una cocina eléctrica
Nota: Fuente elaboración propia

Figura 3
Medición de temperatura de agua caliente

Nota: Fuente elaboración propia

Figura 4
Transferencia del agua caliente al agua fría

Nota: Fuente elaboración propia

Figura 5

Temperatura inicial del agua fría

Nota: Fuente elaboración propia

Paso 6: Realizar un gráfico de la temperatura vs tiempo