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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA
FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y METALURGIA
DEPARTAMENTO ACADEMICO DE INGENIERÍA QUÍMICA
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA
LABORATORIO DE FISICOQUIMICA
ASIGNATURA: QU-244 FISICOQUIMICA I
PRACTICA N° 07
CALORIMETRIA
PRÁCTICA N° 01
PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA
PROFESOR DE TEORÍA : Ing. QUISPE MISAICO, Hernán.
PROFESOR DE PRÁCTICA : Ing. CUEVA VARGAS, José Alberto.
ALUMNOS : ANCCO PAMPA, Isaurico.
: ROCA SACSARA, Esmit.
: MAYANGA ALTAMIRANO, Jhon Jairo S.
DÍA DE LA PRÁCTICA : miércoles HORA: 5 pm – 8 pm GRUPO: B
FECHA DE EJECUCION: 09/06/2022 FECHA DE ENTREGA: 16/06/2022
AYACUCHO – PERU
2022
CALORIMETRIA
I. OBJETIVOS:
 Determinar el Calor de disolución del NaOH
 Determinar el Calor de disolución del NH3NO3
 Determinar la capacidad calorífica del calorímetro.
 Determinar el Calor de neutralización
II. REVISION BIBLIOGRAFICA
CALOR.
Por lo general calor es el término que se utiliza para describir un tipo de transferencia de
energía. Cuando se habla de” calor o” energía calorífica, se refiere a la cantidad de energía
que se agrega o se quita a la energía interna total de un objeto, debido una diferencia de
temperatura. El calor es energía en tránsito, y por lo tanto se mide en unidades estándar
de energía, por ejemplo, en unidades del SI el Joule. Otra unidad de calor de uso común
es la caloría (cal), la cual se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de 1 g de agua en 1 C◦ (de 14.5 a 15.5◦C).
CALOR ESPECIFICO
La cantidad de calor (Q) necesaria para variar la temperatura de una masa (m) de una
sustancia es proporcional al cambio en su temperatura (∆T) y a dicha masa, o sea decir,
Q = mc∆T
, donde c es un coeficiente de proporcionalidad el cual se conoce como calor específico
y representa la cantidad de calor necesaria para elevar en 1◦C la temperatura de 1 kg de
una sustancia. Las unidades del calor específico en SI son J/(kg·K) o J/(kg·C ◦ ). El calor
específico es característico del tipo de sustancia. Así, el calor específico nos da una
indicación de la configuración molecular interna y de los enlaces de un material. Es una
propiedad intensiva pues no depende de la cantidad o el tamaño de la sustancia.
CALORIMETRIA
La calorimetría es la técnica de medición cuantitativa de intercambio de calor, donde
dichas mediciones se realizan con la ayuda de un instrumento llamado calorímetro, que
por lo general es un recipiente aislado que permite una pérdida de calor mínima al entorno
(idealmente, ninguna). Los cálculos calorimétricos se basan en un principio básico el cual
es sencillo y dice: si fluye calor entre dos cuerpos aislados de sus alrededores, el calor
perdido por un cuerpo debe ser igual al ganado por el otro. El calor es transferencia de
energía, así que este principio es realmente la conservación de la energía. Lo anterior
significa que para un sistema aislado la suma de todos los calores ganados o perdidos en
una mezcla por las sustancias involucradas debe ser cero, en otras palabras:
∑ 𝑸 = 𝑸𝒈𝒂𝒏𝒂𝒅𝒐 + 𝑸𝒑𝒆𝒓𝒅𝒊𝒅𝒐 = 𝑸𝟏 + 𝑸𝟐 + ⋯ + 𝑸𝒏 = 𝟎
(Jiménez-Carballo, C. A. (2018). Calor y calorimetría.)
jimenez - carballo. (2022). calor y calorimetria. Retrieved 14 June 2022, from
https://repositoriotec.tec.ac.cr/bitstream/handle/2238/10196/Calor%20y%20calori
TERMOQUIMICA
La termoquímica es la parte de la termodinámica que trata los intercambios energéticos
en las reacciones químicas. Aunque también existen numerosos procesos físicos que
involucran transferencias de calor, como pueden ser los cambios de fase y la formación
de disoluciones.
Cuando una reacción química o proceso físico libera calor, se dice que es exotérmico. Un
proceso será endotérmico cuando absorbe calor. La magnitud termodinámica que mide
estos intercambios energéticos se llama entalpía (calor a presión constante), representada
por ΔH
Veamos el ejemplo de la combustión del metano:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ΔH=−803kJ/mol
Esta reacción libera en condiciones estándar a 25ºC 803 KJ/mol. Como es un calor
desprendido (reacción exotérmica) lo consideramos negativo, y es el calor que desprende
la combustión de una mol de metano a presión constante, es decir, su entalpía de
combustión.
("Definición de Termoquímica | FisicoQuímica", 2022)
Definición de Termoquímica | FisicoQuímica. (2022). Retrieved 14 June 2022, from
https://www.quimicafisica.com/termoquimica-definicion.html
III. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS
 1 calorímetro con sistema de agitación.
 1 termostato con temperatura regulable.
 1 balanza analítica
 1 termómetro
 1 vaso de precipitado de 50 mL
 1 mechero de bunsen
 1 tripode
 1 probeta graduada
 1 fiola de 50 Ml
 2 lunas de reloj
 Varillas de vidrio
REACTIVOS
 500 mL de agua destilada.
 4 g de nitrato de amonio NH4NO3
 8 mL de ácido clorhídrico HCl concentrado.
 4 g de hidróxido de sodio NaOH en lentejas o escamas p. a.
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
ENSAYO N° 1:
A. REACCIÓN ENDOTÉRMICA: DISOLUCIÓN DE NITRATO DE AMONIO.
 Colocar 50 mL de agua en un calorimetro y anotar su temperatura (t1)
 Pesar 5 g de nitrato de amonio. Anotar sus observaciones.
 Añadir rápidamente los 5g de nitrato de amonio al agua y agitar para disolver.
 Anotar la temperatura más baja (tf)
 Determinar la variación de la temperatura (Δt)
En la práctica se demostrará que la disolución de NH4NO3 en agua es un proceso
endotérmico.
𝑁𝐻4𝑁𝑂3(𝑆) + 𝐻2𝑂 ⟶ 𝑁𝐻4(𝑎𝑐)
+
+ 𝑁𝑂3
−
B. REACCIÓN EXOTÉRMICA: DISOLUCIÓN DEL HIDROXIDO DE SODIO.
 Colocamos 50 mL de agua destilada al calorímetro y anotamos su temperatura
(t1).
 Pesamos 4 g de hidróxido de sodio. Anotar sus observaciones.
 Añadimos rápidamente los 4 g de hidróxido de sodio al agua y agitar para disolver.
 Anotar la temperatura más alta (tf.)
 Determinar la variación de temperaturas (Δt).
En la práctica se demostrará que la disolución del NaOH en agua es un proceso
exotérmico
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑆) + 𝐻2𝑂 ⟶ 𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑐)
−
ENSAYO N° 2: DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD CALORIFICA DEL
CALORÍMETRO (C).
Vertimos 100 mL de agua a temperatura ambiente, medidos cuidadosamente con la
probeta en el calorímetro y tapamos colocando el termómetro y el agitador. De un tiempo
anotamos la temperatura (T2).
Por otra parte 100 mL de agua también medido en la probeta, en el vaso precipitado
llevamos al trípode con la rejilla puesta y con un termómetro puesto procedemos a
calentar hasta alcanzar una temperatura de 50 ºC. A continuación, se vierte en el
calorímetro, antes anotamos la temperatura (T1), justo antes de verter al calorímetro.
Una vez que ambas porciones de aguas se encuentren en el calorímetro se agita
ligeramente y se lee la temperatura de equilibrio (Te) al cabo del tiempo requerido para
que la lectura del termómetro se mantenga estable.
Sabemos que: 𝑸=𝒎−𝒄.𝒆.∗Δt
Donde:
m = masa del agua
c.e.w = calor especifico del agua =4.184 J/g°C
Δt = (𝑡𝑓−𝑡𝑖)
ENSAYO N° 3: CALOR O ENTALPÍA DE NEUTRALIZACIÓN Δ𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓
Preparamos 100 mL de una disolución de 1M de HCl a partir HCl concentrado.
Utilizamos la probeta para enrasar y efectuamos la preparación.
Una vez que tengamos la disolución preparada, vertimos al calorímetro, que debe estar
limpio y seco. Una vez que haya alcanzado el equilibrio medimos la temperatura.
Procedemos a preparar 100 mL de NaOH 1M. Pesamos la cantidad necesaria utilizando
el vaso de 100 mL en la balanza analítica, añadimos agua destilada y disolvemos.
Tomamos la temperatura de disolución de la base asegurándonos de que este en equilibrio
Una vez conozcamos con precisión las temperaturas de la disolución del ácido en el
calorímetro y de la disolución de la base, se procede a añadir está en el calorímetro.
Mezclamos bien y esperamos a que alcance el equilibrio. Una vez que llegamos anotamos
la temperatura de neutralización.
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) ⟶ 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑎𝑐)
Ecuación química iónica
Por lo tanto: n = 0.1 mol de H2O formada, entonces:
∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓 = 𝑸 ∗ 𝒏𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓
V. DATOS EXPERIMENTALES, CALCULOS Y RESULTADOS
ENSAYO Nº1
TABLA N° 1 DATOS EXPERIMENTALES, CALCULOS, FIGURAS Y/O RESULTADOS
ENSAYO N° 1 REACCION ENDOTERMICA: DISOLUCIÓN DE NITRATO DE AMNIO
VH2O ml ti, °C m NH4NO3, g tf, °C ∆t, °C
50 ml 16.6 5g 12.6 4
ENSAYO N° 2 REACCION EXTOTERMICA: DISOLUCIÓN DE HIDROXIDO DE SODIO NaOH
VH2O ml ti, °C m NaOH, g tf, °C ∆t, °C
50 18.9 4.06 31.1 -12.2
ENSAYO 3. CAPACIDAD CALOROFICA DEL CALORIMETRO Cc simbologia Ensayo 1
Volumen del agua destilada helada V1 , ml 100
temperatura del agua destilada helada t1, °C 18.8
densidad del agua destilada helada pw1, g/ml 0.991
Volumen del agua caliente V2 , ml 100
temperatura del agua caliente t2, °C 43.8
densidad del agua caliente pw2, g/ml 0.998
temperatura de la superficie del calorimetro t3, °C 20.2
temperatura final de la mezcla t4, °C 30.4
variacion de la temperatura del agua helada
∆t(a)=(t4- t1),
°C 11.6
variacion de la temperatura del calorimetro
∆t(b)=(t4- t3),
°C 10.2
variacion de la temperatura del agua caliente
∆t(C)=(t4- t2),
°C -13.4
calor especifico del agua Ce Cew J/(g x°C) 4.18
capacidad calorifica del calorimetro J/°C 76.9447
ENSAYO 4 . CALOR (QNEUTR) Y ENTALPIA (∆HNEUTR) simbologia Ensayo 1
Volumen del acido clorhídrico 1.0M V1 , ml 100
Temperatura del acido clorhídrico 1.0M t1, °C 21
volumen de hidroxido de sodio 1.0M V2 , ml 100
temperatura hidroxido de sodio 1.0M t2, °C 21
temperatura de la superficie del calorimetro t3, °C 20.5
temperatura final de la mezcla t4, °C 26.8
volumen total de la solucion ml 200
variacion de la temperatura NaOH Y HCl
∆t(a)=(t4- t1),
°C 5.8
variacion de la temperatura del calorimetro
∆t(b)=(t4- t3),
°C 6.3
masa del picnometro limpio y seco Wp, g 12.91
.masa del picnometro + agua destilada a la t4 ,g Wp+w , g 23.66
.masa del picnometro + solucion Wp+s , g 23.72
densidad del agua destilada a t4 g/ml Pw4 , g/ml 1.075
densidad de la solucion a la t4 g/ml Ps4 , g/ml 1.081
capacidad calorifica del calorimetro C , /J°C 76.9447
calor especifico del agua Cew J/(g x°C) 4.18
calor de neutralizacion Qneutr -5159.53
numero de moles formados n 0.1
Entalpia de neutralizacion
∆Hneutr ,
J/mol -5159.63
entalpia de neutralizacion teorica
∆Hneutr ,
J/mol -56800
% error %e 9.57
VI. CONCLUSIONES
- La disolución de NaOH es exotérmica por que libera energía al medio
ambiente calentando al agua
- La disolución de nitrato de amonio es endotérmica por que absorbe energía
del medio ambiente enfriando al agua
- La capacidad calorífica se logró calcular con satisfacción con los datos
obtenidos en el laboratorio y haciendo uso de la fórmula del calor especio
VII. REFERENCIA BIBLIOGRFICA
- Bligh P. H., Haywood R. (1986). Latent heat- its meaning and measurement.
Eur. J. Phys.
- BALL David. 2004. Fisicoquímica. Editorial Thomson México
- ENGEL, T. Y REID, P. 2006 “Química Física” Editorial Pearson Educación
S.A. España.
- Gesari S., Irigoyen B., Juan A. September 1996. An experimenton the liquid-
vapor equilibrium for water. Am. J. Phys.

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lab 1. presion de vapor del agua- fisicoquimica

  • 1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y METALURGIA DEPARTAMENTO ACADEMICO DE INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA LABORATORIO DE FISICOQUIMICA ASIGNATURA: QU-244 FISICOQUIMICA I PRACTICA N° 07 CALORIMETRIA PRÁCTICA N° 01 PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA PROFESOR DE TEORÍA : Ing. QUISPE MISAICO, Hernán. PROFESOR DE PRÁCTICA : Ing. CUEVA VARGAS, José Alberto. ALUMNOS : ANCCO PAMPA, Isaurico. : ROCA SACSARA, Esmit. : MAYANGA ALTAMIRANO, Jhon Jairo S. DÍA DE LA PRÁCTICA : miércoles HORA: 5 pm – 8 pm GRUPO: B FECHA DE EJECUCION: 09/06/2022 FECHA DE ENTREGA: 16/06/2022 AYACUCHO – PERU 2022
  • 2. CALORIMETRIA I. OBJETIVOS:  Determinar el Calor de disolución del NaOH  Determinar el Calor de disolución del NH3NO3  Determinar la capacidad calorífica del calorímetro.  Determinar el Calor de neutralización II. REVISION BIBLIOGRAFICA CALOR. Por lo general calor es el término que se utiliza para describir un tipo de transferencia de energía. Cuando se habla de” calor o” energía calorífica, se refiere a la cantidad de energía que se agrega o se quita a la energía interna total de un objeto, debido una diferencia de temperatura. El calor es energía en tránsito, y por lo tanto se mide en unidades estándar de energía, por ejemplo, en unidades del SI el Joule. Otra unidad de calor de uso común es la caloría (cal), la cual se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 C◦ (de 14.5 a 15.5◦C). CALOR ESPECIFICO La cantidad de calor (Q) necesaria para variar la temperatura de una masa (m) de una sustancia es proporcional al cambio en su temperatura (∆T) y a dicha masa, o sea decir, Q = mc∆T , donde c es un coeficiente de proporcionalidad el cual se conoce como calor específico y representa la cantidad de calor necesaria para elevar en 1◦C la temperatura de 1 kg de una sustancia. Las unidades del calor específico en SI son J/(kg·K) o J/(kg·C ◦ ). El calor específico es característico del tipo de sustancia. Así, el calor específico nos da una indicación de la configuración molecular interna y de los enlaces de un material. Es una propiedad intensiva pues no depende de la cantidad o el tamaño de la sustancia. CALORIMETRIA La calorimetría es la técnica de medición cuantitativa de intercambio de calor, donde dichas mediciones se realizan con la ayuda de un instrumento llamado calorímetro, que por lo general es un recipiente aislado que permite una pérdida de calor mínima al entorno (idealmente, ninguna). Los cálculos calorimétricos se basan en un principio básico el cual es sencillo y dice: si fluye calor entre dos cuerpos aislados de sus alrededores, el calor perdido por un cuerpo debe ser igual al ganado por el otro. El calor es transferencia de energía, así que este principio es realmente la conservación de la energía. Lo anterior significa que para un sistema aislado la suma de todos los calores ganados o perdidos en una mezcla por las sustancias involucradas debe ser cero, en otras palabras: ∑ 𝑸 = 𝑸𝒈𝒂𝒏𝒂𝒅𝒐 + 𝑸𝒑𝒆𝒓𝒅𝒊𝒅𝒐 = 𝑸𝟏 + 𝑸𝟐 + ⋯ + 𝑸𝒏 = 𝟎 (Jiménez-Carballo, C. A. (2018). Calor y calorimetría.) jimenez - carballo. (2022). calor y calorimetria. Retrieved 14 June 2022, from https://repositoriotec.tec.ac.cr/bitstream/handle/2238/10196/Calor%20y%20calori
  • 3. TERMOQUIMICA La termoquímica es la parte de la termodinámica que trata los intercambios energéticos en las reacciones químicas. Aunque también existen numerosos procesos físicos que involucran transferencias de calor, como pueden ser los cambios de fase y la formación de disoluciones. Cuando una reacción química o proceso físico libera calor, se dice que es exotérmico. Un proceso será endotérmico cuando absorbe calor. La magnitud termodinámica que mide estos intercambios energéticos se llama entalpía (calor a presión constante), representada por ΔH Veamos el ejemplo de la combustión del metano: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ΔH=−803kJ/mol Esta reacción libera en condiciones estándar a 25ºC 803 KJ/mol. Como es un calor desprendido (reacción exotérmica) lo consideramos negativo, y es el calor que desprende la combustión de una mol de metano a presión constante, es decir, su entalpía de combustión. ("Definición de Termoquímica | FisicoQuímica", 2022) Definición de Termoquímica | FisicoQuímica. (2022). Retrieved 14 June 2022, from https://www.quimicafisica.com/termoquimica-definicion.html III. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS  1 calorímetro con sistema de agitación.  1 termostato con temperatura regulable.  1 balanza analítica  1 termómetro  1 vaso de precipitado de 50 mL  1 mechero de bunsen  1 tripode  1 probeta graduada  1 fiola de 50 Ml  2 lunas de reloj  Varillas de vidrio REACTIVOS  500 mL de agua destilada.  4 g de nitrato de amonio NH4NO3  8 mL de ácido clorhídrico HCl concentrado.  4 g de hidróxido de sodio NaOH en lentejas o escamas p. a.
  • 4. IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ENSAYO N° 1: A. REACCIÓN ENDOTÉRMICA: DISOLUCIÓN DE NITRATO DE AMONIO.  Colocar 50 mL de agua en un calorimetro y anotar su temperatura (t1)  Pesar 5 g de nitrato de amonio. Anotar sus observaciones.  Añadir rápidamente los 5g de nitrato de amonio al agua y agitar para disolver.  Anotar la temperatura más baja (tf)  Determinar la variación de la temperatura (Δt) En la práctica se demostrará que la disolución de NH4NO3 en agua es un proceso endotérmico. 𝑁𝐻4𝑁𝑂3(𝑆) + 𝐻2𝑂 ⟶ 𝑁𝐻4(𝑎𝑐) + + 𝑁𝑂3 − B. REACCIÓN EXOTÉRMICA: DISOLUCIÓN DEL HIDROXIDO DE SODIO.  Colocamos 50 mL de agua destilada al calorímetro y anotamos su temperatura (t1).  Pesamos 4 g de hidróxido de sodio. Anotar sus observaciones.  Añadimos rápidamente los 4 g de hidróxido de sodio al agua y agitar para disolver.  Anotar la temperatura más alta (tf.)  Determinar la variación de temperaturas (Δt). En la práctica se demostrará que la disolución del NaOH en agua es un proceso exotérmico 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑆) + 𝐻2𝑂 ⟶ 𝑁𝑎(𝑎𝑐) + + 𝑂𝐻(𝑎𝑐) − ENSAYO N° 2: DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD CALORIFICA DEL CALORÍMETRO (C). Vertimos 100 mL de agua a temperatura ambiente, medidos cuidadosamente con la probeta en el calorímetro y tapamos colocando el termómetro y el agitador. De un tiempo anotamos la temperatura (T2). Por otra parte 100 mL de agua también medido en la probeta, en el vaso precipitado llevamos al trípode con la rejilla puesta y con un termómetro puesto procedemos a calentar hasta alcanzar una temperatura de 50 ºC. A continuación, se vierte en el calorímetro, antes anotamos la temperatura (T1), justo antes de verter al calorímetro. Una vez que ambas porciones de aguas se encuentren en el calorímetro se agita ligeramente y se lee la temperatura de equilibrio (Te) al cabo del tiempo requerido para que la lectura del termómetro se mantenga estable. Sabemos que: 𝑸=𝒎−𝒄.𝒆.∗Δt Donde: m = masa del agua c.e.w = calor especifico del agua =4.184 J/g°C Δt = (𝑡𝑓−𝑡𝑖)
  • 5. ENSAYO N° 3: CALOR O ENTALPÍA DE NEUTRALIZACIÓN Δ𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓 Preparamos 100 mL de una disolución de 1M de HCl a partir HCl concentrado. Utilizamos la probeta para enrasar y efectuamos la preparación. Una vez que tengamos la disolución preparada, vertimos al calorímetro, que debe estar limpio y seco. Una vez que haya alcanzado el equilibrio medimos la temperatura. Procedemos a preparar 100 mL de NaOH 1M. Pesamos la cantidad necesaria utilizando el vaso de 100 mL en la balanza analítica, añadimos agua destilada y disolvemos. Tomamos la temperatura de disolución de la base asegurándonos de que este en equilibrio Una vez conozcamos con precisión las temperaturas de la disolución del ácido en el calorímetro y de la disolución de la base, se procede a añadir está en el calorímetro. Mezclamos bien y esperamos a que alcance el equilibrio. Una vez que llegamos anotamos la temperatura de neutralización. 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) ⟶ 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑎𝑐) Ecuación química iónica Por lo tanto: n = 0.1 mol de H2O formada, entonces: ∆𝑯𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓 = 𝑸 ∗ 𝒏𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓 V. DATOS EXPERIMENTALES, CALCULOS Y RESULTADOS ENSAYO Nº1 TABLA N° 1 DATOS EXPERIMENTALES, CALCULOS, FIGURAS Y/O RESULTADOS ENSAYO N° 1 REACCION ENDOTERMICA: DISOLUCIÓN DE NITRATO DE AMNIO VH2O ml ti, °C m NH4NO3, g tf, °C ∆t, °C 50 ml 16.6 5g 12.6 4 ENSAYO N° 2 REACCION EXTOTERMICA: DISOLUCIÓN DE HIDROXIDO DE SODIO NaOH VH2O ml ti, °C m NaOH, g tf, °C ∆t, °C 50 18.9 4.06 31.1 -12.2
  • 6. ENSAYO 3. CAPACIDAD CALOROFICA DEL CALORIMETRO Cc simbologia Ensayo 1 Volumen del agua destilada helada V1 , ml 100 temperatura del agua destilada helada t1, °C 18.8 densidad del agua destilada helada pw1, g/ml 0.991 Volumen del agua caliente V2 , ml 100 temperatura del agua caliente t2, °C 43.8 densidad del agua caliente pw2, g/ml 0.998 temperatura de la superficie del calorimetro t3, °C 20.2 temperatura final de la mezcla t4, °C 30.4 variacion de la temperatura del agua helada ∆t(a)=(t4- t1), °C 11.6 variacion de la temperatura del calorimetro ∆t(b)=(t4- t3), °C 10.2 variacion de la temperatura del agua caliente ∆t(C)=(t4- t2), °C -13.4 calor especifico del agua Ce Cew J/(g x°C) 4.18 capacidad calorifica del calorimetro J/°C 76.9447 ENSAYO 4 . CALOR (QNEUTR) Y ENTALPIA (∆HNEUTR) simbologia Ensayo 1 Volumen del acido clorhídrico 1.0M V1 , ml 100 Temperatura del acido clorhídrico 1.0M t1, °C 21 volumen de hidroxido de sodio 1.0M V2 , ml 100 temperatura hidroxido de sodio 1.0M t2, °C 21 temperatura de la superficie del calorimetro t3, °C 20.5 temperatura final de la mezcla t4, °C 26.8 volumen total de la solucion ml 200 variacion de la temperatura NaOH Y HCl ∆t(a)=(t4- t1), °C 5.8 variacion de la temperatura del calorimetro ∆t(b)=(t4- t3), °C 6.3 masa del picnometro limpio y seco Wp, g 12.91 .masa del picnometro + agua destilada a la t4 ,g Wp+w , g 23.66 .masa del picnometro + solucion Wp+s , g 23.72 densidad del agua destilada a t4 g/ml Pw4 , g/ml 1.075 densidad de la solucion a la t4 g/ml Ps4 , g/ml 1.081 capacidad calorifica del calorimetro C , /J°C 76.9447 calor especifico del agua Cew J/(g x°C) 4.18 calor de neutralizacion Qneutr -5159.53 numero de moles formados n 0.1 Entalpia de neutralizacion ∆Hneutr , J/mol -5159.63
  • 7. entalpia de neutralizacion teorica ∆Hneutr , J/mol -56800 % error %e 9.57 VI. CONCLUSIONES - La disolución de NaOH es exotérmica por que libera energía al medio ambiente calentando al agua - La disolución de nitrato de amonio es endotérmica por que absorbe energía del medio ambiente enfriando al agua - La capacidad calorífica se logró calcular con satisfacción con los datos obtenidos en el laboratorio y haciendo uso de la fórmula del calor especio VII. REFERENCIA BIBLIOGRFICA - Bligh P. H., Haywood R. (1986). Latent heat- its meaning and measurement. Eur. J. Phys. - BALL David. 2004. Fisicoquímica. Editorial Thomson México - ENGEL, T. Y REID, P. 2006 “Química Física” Editorial Pearson Educación S.A. España. - Gesari S., Irigoyen B., Juan A. September 1996. An experimenton the liquid- vapor equilibrium for water. Am. J. Phys.