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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL
ÁREA ACADÉMICA DE CIENCIAS BÁSICAS
REPORTE N ° 3
Práctica: Termodinámica Química: Calorimetría y Termoquímica 20/05/22
PERIODO ACADÉMICO LAB N ° CURSO/SECCIÓN GRUPO N ° NOTA
2022 – 1 3 BQU02 – B 1
APELLIDOS Y NOMBRES CÓDIGO
1. Aguirre Hurtado, Leydi Lisset 20212611H
2. Alberca Muñoz, Sofía Mishelle 20212588F
3. Araujo Campomanez, Gino Vairon Leonnet 20211410I
4. Baldeon Ventura, Daniel Josue 20211425F
Docentes: Ing. Gustavo Castillo Gomero
Ing. Willman Benites Mitma
Resumen
• Se analizó los procesos termodinámicos asociados a cambios de estados.
• En este laboratorio se logró determinar el calor latente de fusión del hielo empleando un calorímetro.
• Se logró determinar el calor de neutralización mediante el uso de un ácido fuerte (HCL(aq)) y una base
fuerte (NaOH(aq))
• Se debe pesar y medir los volúmenes correctamente para que los cálculos sean los más precisos posibles.

1. EXPERIENCIA N ° 1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro.
V1 (mL) T1 (ºC) T2 (ºC) Tm (ºC) Vm (mL) V2 (mL)
100 21 92 53 202 102
Cálculos, Resultados y % de Error:
1.1. Determine la capacidad calorífica del calorímetro y el error relativo de la medición.
Determinando la capacidad calorífica del calorímetro:
Suponiendo un sistema aislado:
QGANADO = QPERDIDO
QAGUA AMBIENTE + QCALORIMETRO = QAGUA CALIENTE
Se tomaron valores de Calor Especifico y Densidad del agua:
(CEAGUA = 1
cal
g. ℃
ρAGUA =1
g
mL
)
Calor del Agua Ambiente:
QAGUA AMBIENTE = CEAGUA × m1 × ∆T = CEAGUA × ρAGUA × V1 × ∆T
QAGUA AMBIENTE = CEAGUA × ρAGUA × V1 × (Tm − T1)
QAGUA AMBIENTE = 1
cal
g. ℃
× 1
g
mL
× 100mL × (53 − 21)℃
QAGUA AMBIENTE = 3200 cal

Calor del Calorímetro:
QCALORIMETRO = CCALORIMETRO × ∆T = CCAL. × (Tm − T1)
QCALORIMETRO = CCAL. × (53 − 21)℃ = CCAL. × 32℃
Calor del Agua Caliente:
QAGUA CALIENTE = CEAGUA × m2 × ∆T = CEAGUA × ρAGUA × V2 × ∆T
QAGUA CALIENTE = CEAGUA × ρAGUA × V2 × (T2 − Tm)
QAGUA CALIENTE = 1
cal
g. ℃
× 1
g
mL
× 102mL × (92 − 53)℃
QAGUA CALIENTE = 3978 cal
Por lo Tanto:
QAGUA AMBIENTE + QCALORIMETRO = QAGUA CALIENTE
3200 cal + CCAL. × 32℃ = 3978 cal
CCALORIMETRO = 24.3125
cal
℃
Para el calculo del porcentaje de error se considerado el calorímetro como un termo cuyo interior esta
compuesto de acero( Ceacero= 0.12 cal/g °C), también se usará la masa pesada en el laboratorio la cual
fue de 249.57g
Finalmente:
%Error = |
Cteórico−Cxperimental
Cteórico
| 100%
%Error = |
29.9484
cal
°C
− 24.3125
cal
°C
29.9484
cal
°C
| 100%
%Error = 18.818%

1.2. Explicación de resultados:
• La sumatoria del calor ganado es igual que el calor perdido por la 1era ley de la termodinámica, que nos
refleja la conservación de la energía.
• El calor ganado lo obtuvimos sumando el calor que gana el agua y el calor que gana el calorímetro.
• Finalmente, si igualamos el calor ganado y el calor perdido podemos hallar la capacidad calorífica del
calorímetro que en nuestro caso salió 24,3125
cal
°C
1.3. Conclusión:
• Podemos concluir que hay un error en las mediciones del líquido, pues cada vez que hacemos el trasvaso
a otro recipiente, hay cierta cantidad de líquido que se adhiere a las paredes del recipiente y se pierde.
• Siempre que tengamos que enfriar o calentar el agua en un calorímetro, se debe de tener en cuenta que
siempre llegará a una temperatura final de equilibrio.
2. EXPERIENCIA N°2. Determinación del calor específico de un metal.
Masas:
m (tubo de ensayo): 29.7g
m (tubo de ensayo + granallas): 90.5g
m (granallas): 60.8g
V1 (mL) T1 (ºC) T2 (ºC) Tm (ºC) m (g)
100 23 86.5 24.5 60.8

2.1. Con los datos experimentales determine el calor específico de un metal
Determinando el calor especifico del metal:
QGANADO = QPERDIDO
QAGUA AMBIENTE + QCALORIMETRO = QMETAL
(CEAGUA = 1
cal
g. ℃
ρAGUA =1
g
mL
)
Calor del Agua Ambiente:
QAGUA AMBIENTE = CEAGUA × m1 × ∆T = CEAGUA × ρAGUA × V1 × ∆T
QAGUA AMBIENTE = CEAGUA × ρAGUA × V1 × (Tm − T1)
QAGUA AMBIENTE = 1
cal
g. ℃
× 1
g
mL
× 100mL × (24.5 − 23)℃
QCALORIMETRO = 24.3125
cal
℃
× (24.5 − 23)℃
QCALORIMETRO = 36.4688 cal

Calor del Metal:
QMETAL = CEMETAL × mMETAL × ∆T = CEMETAL × mMETAL × (T2 − Tm)
QMETAL = CEMETAL × mMETAL × (T2 − Tm)
QMETAL = CEMETAL × 60.8 g × (86.5 − 24.5)℃
QMETAL = CEMETAL × 3769.6 g. ℃
Por lo Tanto:
QAGUA AMBIENTE + QCALORIMETRO = QMETAL
150 cal + 36.4688 cal = CEMETAL × 3769.6 g. ℃
CEMETAL = 0.0495
cal
g. ℃
2.2. Explicación de resultados.
Nos basamos en la primera ley de la termodinámica para poder determinar el Ce de un metal, esta ley nos dice
que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma y/o se transmite en forma de trabajo y calor, la
experiencia inicia cuando calentamos 60.8g del metal hasta una temperatura 86.5℃, después procedemos a
medir la temperatura del agua en un ambiente de laboratorio, esta temperatura resulto 23℃ además esta
temperatura es la misma a la que se encuentra el termo que usaremos como calorímetro considerando como un
sistema aislado, una vez obtenido las temperaturas de los objetos y sustancias procedemos a ponerlos en
contacto térmico, después medimos la temperatura de equilibrio, una vez obtenido esta temperatura
procedemos a realizar los cálculos basado en la sumatoria de calores igual a cero, por tabla conocemos el Ce
del agua en estado liquido y por el experimento uno también conocemos la capacidad calorífica del termo,
entonces la incógnita a hallar solo sería la Ce del metal.
RESULTADOS:
CEMETAL = 0.0495
cal
g. ℃

2.3. Conclusión:
• Se concluye que el valor bajo del Ce del metal podemos interpretarlo como que se necesita poco
calor para elevar su temperatura de 1g de ese metal en 1℃ su temperatura.
• La consideración del termo como un sistema aislado conlleva a un error con respecto al valor
teórico, por ellos el grado de error relativo no es mínimo.
3. EXPERIENCIA N °3. Determinación del calor latente de fusión.
3.1 Haciendo las suposiciones correspondientes determine el calor latente de fusión según el
procedimiento de la guía de laboratorio
Determinando el calor latente de fusión:
QGANADO = QPERDIDO
QFUSION + QAGUA FRIA = QAGUA TIBIA + QCALORIMETRO
(CEAGUA = 1
cal
g. ℃
ρAGUA =1
g
mL
ρHIELO = 0.917
g
mL
)
V1 (mL) T1 (ºC) T2 (ºC) Tm (ºC) Vm (mL) V2 (mL)
100 43 0 10.2 154 54

Calor del Fusión del Hielo:
QFUSION = CLFUSION × mHIELO = CLFUSION × ρHIELO × V2
QFUSION = CLFUSION × 0.917
g
mL
× 54mL
QFUSION = CLFUSION × 49.518 g
Calor del Agua Fría:
QAGUA FRIA = CEAGUA × mAGUA × ∆T
QAGUA FRIA = CEAGUA × mAGUA × (Tm − T2)
QAGUA FRIA = 1
cal
g. ℃
× 49.518 × (10.2 − 0)℃
QAGUA FRIA = 505.0836 cal
Calor del Agua Tibia:
QAGUA TIBIA = CEAGUA × m1 × ∆T = CEAGUA × ρAGUA × V1 × ∆T
QAGUA TIBIA = CEAGUA × ρAGUA × V2 × (T1 − Tm)
QAGUA TIBIA = 1
cal
g. ℃
× 1
g
mL
× 100mL × (43 − 10.2)℃
QAGUA TIBIA = 3280 cal
QCALORIMETRO = CCALORIMETRO × ∆T = CCAL. × (T1 − Tm)
cal
℃
× (43 − 10.2)℃

Por lo Tanto:
QFUSION + QAGUA FRIA = QAGUA TIBIA + QCALORIMETRO
CLFUSION × 49.518 g + 505.0836 cal = 3280 cal + 797.45 cal
CLFUSION = 72.14278
cal
g
Sabemos:
CLFUSION = 80
𝑐𝑎𝑙
𝑔
Porcentaje de Error
%Error = |
CLteórico−CLxperimental
CLteórico
| 100%
%Error = |
80
cal
g
− 72.14278
cal
g
80
cal
g
| 100%
%Error = 9.8215%
3.1. Explicación de resultados.
➢ Cómo no queremos tener intercambios de calor con el entorno se realizó la prueba en el calorímetro
previamente preparado, de forma que cuando colocamos el hielo a temperatura distinta de la suya, el
calorímetro absorbe (o cede) algo de calor, Sin embargo, siempre hay un pequeño error asociado a los que
están realizando el experimento y esto se puede apreciar debido a que el error fue de 9.8215%.
➢ El calor experimental es menor que el calor teórico ya que predominó la energía otorgada del entorno al
sistema.

3.2. Conclusión:
➢ Se pudo evidenciar que el calor ganado es igual al calor perdido, el cual se manifestó con la diferencia de
temperatura en el termómetro.
➢ La obtención de un valor cercano al real o teórico dependerá, por ende, de la correcta preparación del
calorímetro, de la precisión en las mediciones y del error asociado al observador. De tal forma pudimos
determinar el calor latente de fusión del hielo como 72.14278
𝒄𝒂𝒍
𝒈
, con un porcentaje de error de 9.8215%
4. EXPERIENCIA N °4. Determinación del calor de neutralización de una reacción ácido fuerte –
base fuerte.
V1
NaOH
0.6 M
T1
(ºC)
V2
H2SO4
1.2 M
T2
(ºC)
Lecturas de Temperatura para hallar Tm en
el reporte
V3 (mL)
m3 (g)
160 mL 21 40 mL 21
t ºC=23 t ºC=23.8 200
200
t inicial= t final=
4.1 En base a estos datos y el enunciado del procedimiento de la guía de laboratorio determine el
calor de neutralización para la reacción ácido-base
Se tomaron los siguientes valores de temperatura:
T (ºC) 23 23.1 23.4 23.7 23.9 23.9 23.8 23.8
T (s) 10 20 30 40 50 60 70 80

Se genero la gráfica Temperatura vs Tiempo:
De la grafica se obtiene que Tm=24.45ºC
Reacción de neutralización:
2NaOH(ac) + H2SO4 (ac) → Na2SO4 (ac) + 2H2O(l)
2 mol 1 mol 1mol 2mol
160 ml 40 ml
0.6M 1.2 M
Hallado el Reactivo Limitante (R.L):
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻 × 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.6 𝑀 × 0.16 𝐿
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.096 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝐻2𝑆𝑂4 = 𝑀𝐻2𝑆𝑂4 × 𝑉𝐻2𝑆𝑂4
𝑛𝐻2𝑆𝑂4 = 1.2 𝑀 × 0.04 𝐿
𝑛𝐻2𝑆𝑂4 = 0.048 𝑚𝑜𝑙
22.5
23
23.5
24
24.5
25
0 10 20 30 40 50 60 70 80
Temperatura vs Tiempo

Relación molar:
0.096 𝑚𝑜𝑙
2 𝑚𝑜𝑙
=
0.048 𝑚𝑜𝑙
1 𝑚𝑜𝑙
0.048 = 0.048
𝑅𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑅𝑀𝐻2𝑆𝑂4
La reacción se encuentra completamente balanceada, por lo que se puede tomar cualquiera de las
sustancias como reactivo limitante.
Determinando el calor de reacción:
QGANADO = QPERDIDO
QSOLUCION ACUOSA + QCALORIMETRO + QREACCION = 0
La solución salina al ser muy diluida se considera como agua.
−(QAGUA + QCALORIMETRO) = QREACCION
(CEAGUA = 1
cal
g. ℃
ρAGUA =1
g
mL
)
Calor del Agua:
QAGUA = CEAGUA × m3 × ∆T = CEAGUA × ρAGUA × V3 × ∆T
QAGUA = CEAGUA × ρAGUA × V3 × (Tm − T1)
QAGUA = 1
cal
g. ℃
× 1
g
mL
× 200mL × (24.45 − 21)℃
QAGUA = 690 cal

cal
℃
× (24.45 − 21)℃
Por lo Tanto:
QAGUA + QCALORIMETRO = −QREACCION
690 cal + 83.8781 cal = QREACCION
QREACCION = −773.8781 cal
Determinando el calor de neutralización:
𝐐𝐍𝐄𝐔𝐓𝐑𝐀𝐋𝐈𝐙𝐀𝐂𝐈𝐎𝐍 =
𝐐𝐑𝐄𝐀𝐂𝐂𝐈𝐎𝐍
𝐧𝐑𝐋
𝐐𝐍𝐄𝐔𝐓𝐑𝐀𝐋𝐈𝐙𝐀𝐂𝐈𝐎𝐍 =
−𝟕𝟕𝟑. 𝟖𝟕𝟖𝟏 𝐜𝐚𝐥
𝟎. 𝟎𝟒𝟖 𝐦𝐨𝐥
Valor medido
𝐐𝐍𝐄𝐔𝐓𝐑.𝐀𝐋𝐈𝐙𝐀𝐂𝐈𝐎𝐍 = −𝟏𝟔𝟏𝟐𝟐. 𝟒𝟔
𝐜𝐚𝐥
𝐦𝐨𝐥
Valor real
𝐐𝐍𝐄𝐔𝐓𝐑𝐀𝐋𝐈𝐙𝐀𝐂𝐈𝐎𝐍 = −𝟓𝟓. 𝟖
𝐤𝐉
𝐦𝐨𝐥
= −𝟏𝟑𝟑𝟑𝟔. 𝟓𝟐
𝐜𝐚𝐥
𝐦𝐨𝐥
Hallando el error:
%Error = |
Valorreal−Valormedido
Valorreal
| 100%
%Error = |
−13336.52
cal
mol
− (−16122.46
cal
mol
)
13336.52
cal
mol
| 100 %
%Error = 20.889 %

4.2 Explicación de resultados.
• El error es grande debido a que se pudo haber cometido errores en la medición de las temperaturas y por
ende la temperatura media no es la correcta. También se debería a que no se consideró el calor absorbido
por los distintos materiales utilizados.
4.3 Conclusión
• De acuerdo con la gráfica se llegará a un valor máximo para luego empezar a descender.
• Mientras más seguidas sean las de temperatura haya más preciso será el valor de la temperatura media.
• Al tener mismo número de moles tanto en el ácido como en la base ninguno es reactivo limitante y se
puede trabajar con el valor de cualquiera de los dos.
5. Cuestionario:
5.1. En base al vídeo: https://youtu.be/_HUL4PkmSZE elabore una infografía.

5.2. Haga una definición breve de los diferentes cambios de estado.
• Fusión: Cambio de estado de sólido a líquido, entregando calor al sólido (proceso endotérmico). Un
cuerpo se funde a una temperatura constante (punto de fusión) y este es específico de cada sustancia.
En el caso del agua su punto de fusión es a 0 0
C.
• Vaporización: Cambio de estado de líquido a gas. También es un proceso endotérmico. Hay dos formas
en las que ocurre este proceso. El primero ocurre únicamente en la superficie del líquido se designa como
evaporación. Cuando el paso a vapor afecta a todo el líquido se denomina ebullición.
• Sublimación: Cambio de estado de sólido a gas sin pasar por la fusión y vaporización. Proceso
endotérmico. Se da en condiciones especiales de presión y temperatura.
• Condensación: Cambio de estado de gas a líquido (proceso inverso de la vaporización). Es un proceso
exotérmico ya que hay liberación de energía (calor).
• Solidificación: Cambio de estado de líquido a sólido (proceso inverso de fusión). También es un proceso
exotérmico.
• Sublimación inversa o deposición: Cambio de estado de gas a sólido (proceso inverso de la
sublimación). Proceso exotérmico.

5.3. Investigue y haga un resumen de la curva de saturación.
Concepto:
La saturación es un estado de equilibrio termodinámico. En una disolución conteniendo cristales
macroscópicos, cuando se alcanza el equilibrio entre la disolución y la fase sólida del soluto que forma parte
de la misma (cristales), dicha disolución en equilibrio con los cristales es una disolución saturada. La
concentración de saturación se representa con una C* y, para cada sustancia, variará en función de la
temperatura. El resultado de esta variación de la concentración con respecto de la temperatura se representa
gráficamente en un diagrama conocido como diagrama de saturación o diagrama de solubilidad.
En este diagrama se distinguen dos curvas: la curva de solubilidad o saturación y la curva de sobresaturación,
estas curvas permiten diferenciar varias regiones en el diagrama:
➢ Región estable o no saturada: Se trata de una zona insaturada, donde no tendrán lugar los fenómenos de
nucleación o crecimiento del cristal, dado que no existe sobresaturación.
➢ Región metaestable: Se trata de una zona sobresaturada, donde la nucleación espontánea es muy
improbable, aunque sí podrían darse los fenómenos de nucleación secundaria y crecimiento del cristal
➢ Región lábil o inestable: Se trata también de una zona sobresaturada, pero en este caso la probabilidad de
que tenga lugar la nucleación espontánea es muy elevada. Es la zona más alejada de la curva de
solubilidad/sobresaturación, en la que pueden aparecer núcleos por nucleación primaria (espontánea) dado
que la fuerza impulsora (sobresaturación) es mayor.

6. Referencias bibliográficas (según norma APA)
IPB II Ingeniería de procesos biotecnológicos. (2020). SATURACIÓN Y SOBRESATURACIÓN.
DIAGRAMA DE MIERS E ISAAC.
https://cursolusegil.blogs.upv.es/2020/04/09/saturacion-y-sobresaturacion-diagrama-de-miers-e-isaac/
Esquema o diagrama de flujo de las experiencias de la próxima práctica a realizar.
Experimento 1: Velocidad de descomposición del peróxido de hidrógeno H2O2.

EXPERIMENTO 2.1: Determinación de la energía de activación, Ea mediante las constantes de velocidad especifica K
EXPERIMENTO 2.2: Velocidad de descomposición y constante de velocidad específica, k1 del H2O2 a temperatura
ambiente

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