PR_LAB_N1_CALORIMETRIA

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UNIVERSIDAD DE PIURA 
FACULTAD DE INGENIERÍA  
QUÍMICA GENERAL 2 
PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 1 
 
CALORIMETRÍA: CALOR DE SOLUCIÓN O DISOLUCIÓN. 
 
1.  OBJETIVOS 
1.1.  Observar y comprobar que  los procesos suelen  ir acompañadas de absorción o des‐
prendimiento de calor. 
1.2.  Medir la entalpía de disolución de una sustancia iónica. 
 
2.  TRABAJO PREVIO 
2.1.  Investigue sobre los siguientes temas: (a) sistema y su entorno; (b) variable y función 
de estado; (c) procesos endotérmicos y exotérmicos; (d) proceso de disolución de un 
compuesto iónico; (e) balances térmicos. 
2.2.  Revise algunas  indicaciones básicas de seguridad requeridas para conducirse correc‐
tamente dentro de un laboratorio de química. 
2.3.  Cada grupo debe traer un cronómetro (puede usar el del celular). 
 
3.  FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
Prácticamente todos los procesos termodinámicos (cambios físicos o químicos) transcurren 
con un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores. El estudio de estos inter‐
cambios de energía constituye el objeto de la termodinámica química.  
 
El estudio de los casos en que la energía se intercambia únicamente en forma de calor re‐
cibe el nombre de termoquímica, rama de la termodinámica que se ocupa exclusivamente 
de la energía calorífica asociada a un determinado cambio químico. 
 
Desde el punto de vista del calor intercambiado, las reacciones químicas (y los cambios físi‐
cos) en general se clasifican en exotérmicas (si van acompañadas de desprendimiento de 
calor) y endotérmicas (sí se absorbe calor del medio durante el proceso). Si  la reacción (o 
cambio) transcurre sin absorción ni desprendimiento de calor, se dice que es termoneutra; 
estas reacciones son poco frecuentes. 
 
Por convenio, el calor desprendido se toma como negativo. 
 
La calorimetría es un método experimental usado para investigar flujos de calor. El flujo de 
calor  investigado  puede  proceder  de  cambios  físicos  o  químicos  (p.  ej.  una  reacción  de 
combustión o un cambio físico (p. e. fusión). 
 
Para ello nos valemos de los calorímetros, instrumentos que pueden ser muy sencillos, co‐
mo el del tipo “taza de café” que se utilizará en esta práctica, o muy complejos, como  las 
bombas calorimétricas controladas por computadores. Sin embargo, hay principios básicos 
aplicables a todos los experimentos de calorimetría. 
 
Universidad de Piura – Facultad de Ingeniería 
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El calor, que se representa con el símbolo q, es una forma de energía, y la energía siempre 
se conserva (cualquier calor perdido por un objeto será ganado por otro y viceversa). Por 
conveniencia,  los calorímetros se diseñan de modo que se mantengan (ellos y su conteni‐
do) aislados de los alrededores. Así, en todas las medidas calorimétricas se cumple:  
qcal + qsist = 0 
donde:  qcal es el calor absorbido o liberado por el calorímetro y 
    qsist es el calor absorbido o liberado por el sistema en estudio (que podría ser un 
cambio físico o una reacción química). 
 
Obviamente, como ambos términos deben sumar cero, uno debe ser positivo (proceso en‐
dotérmico) y otro negativo (proceso exotérmico). 
 
3.1.  Calibración del calorímetro (determinación de la constante del calorímetro). 
 
El  calorímetro  de  tipo  “taza  de  café”  se 
muestra  en  las  fotografías  adjuntas.  Está 
constituido  por  dos  vasos  de  tecnopor  uno 
dentro del otro (para mejor aislamiento) con 
una tapa plástica (o de tecnopor) con un agu‐
jero por donde se introduce un termómetro.  
 
Es  importante montar  las  partes  del  calorí‐
metro de modo que  se  reduzcan al mínimo 
las fugas de calor. 
 
Dado que se trata de un instrumento de baja 
tecnología,  el  calorímetro  de  tipo  “taza  de 
café” no está dotado de dispositivos  sofisti‐
cados para su calibración. La capacidad del calorímetro para absorber o liberar calor 
se llama capacidad calorífica del calorímetro o constante del calorímetro (Ccal), y se 
determina  experimentalmente  de  forma  sencilla.    Sus  unidades  son  [ener‐
gía/temperatura] (p. ej. J/ºC), y puede calcularse de la siguiente manera: 
• Colocamos una cantidad conocida (masa en g) de agua fría en el calorímetro y de‐
jamos que el conjunto alcance el equilibrio. 
• Se prepara una masa (g) de agua caliente a una temperatura conocida. 
• El agua caliente se añade rápidamente al agua fría en el calorímetro. 
 
A este punto ocurren simultáneamente tres cosas: (a) el agua caliente se enfría; (b) el 
agua fría se calienta; (c) el calorímetro también se calienta. El balance térmico será: 
Calor cedido por
 el agua caliente + 
Calor absorbido por
el calorímetro
+ 
Calor absorbido por
el agua fría 0 
o bien:   qac + qcal + qaf = 0 
donde:  qac = mac*(ce)ac*ΔTac  qcal = Ccal* ΔTcal     qaf = maf*(ce)af*ΔTaf 
siendo los valores de ΔT: ΔTac = Teq ‐ Tac0 ; ΔTcal = Teq ‐ Tcal
0  y ΔTaf = Teq ‐ Taf
0 .  
 
En este balance habremos de tener en cuenta que  Tcal
0  =  Taf
0 , y que las masa de agua 
son iguales: mac = maf. 
  Química General 2 – Práctica de Laboratorio – CALORIMETRÍA. CALOR DE SOLUCIÓN O DISOLUCIÓN.   
 
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El calor específico del agua es (en el SI) 4,184 J/gºC. 
 
Es importante considerar el signo correcto de todas las variables. ΔT es, en todos los 
casos, Tfinal  ‐ Tinicial. Podremos, por tanto, calcular la Ccal:  
  mac*(ce)ac*ΔTac + Ccal* ΔTcal + maf*(ce)af*ΔTaf = 0 
o bien:   Ccal = 
‐mac*(ce)ac*ΔTac ‐ maf*(ce)af*ΔTaf 
ΔTcal
 
que corresponderá al conjunto  formado por  los vasos de tecnopor, tapa, termóme‐
tro. 
 
3.2.  Medida del calor de solución o disolución 
 
Determinaremos el calor de solución (qsol) de un compuesto iónico en agua. El balan‐
ce térmico será:       calor de
solución
+
calor absorbido
por el calorímetro +
calor absorbido 
por la solución =0  
o bien:                                       qsol  +  qcal   +  qabs sol   = 0 
donde:     qcal = Ccal* ΔTcal     qabs sol = msol*(ce)sol* ΔTsol 
 
Por tanto, y considerando que en este caso las temperaturas inicial y final del calorí‐
metro y la solución son las mismas: ΔTcal = ΔTsol = Teq – T0 = ΔT, y que la masa de la so‐
lución es la masa del agua más la del electrolito: msol = magua + melectrolito, nos queda:  
qsol = ‐[Ccal* ΔT + msol*(ce)sol* ΔT] = ‐(Teq – T0) *[Ccal + (magua + melectrolito)*(ce)sol] = qsol.  
 
Los libros reportan el calor de solución como ΔHsol en kcal/mol o en kJ/mol. Para po‐
der  comparar nuestro  calor  calculado para una masa melectrolito menor que  su peso 
fórmula, o menor que 1 mol, debemos  referirlo a 1 mol: ΔHsol = 
qsol
n
, donde n es el 
número de moles con el cual se ha experimentado; esto es: n = 
melectrolito
(PF)electrolito
. 
 
Si el electrolito utilizado es de pureza conocida, habrá que afectar su masa a  fin de 
corregir el resultado final, y poder compararlo con los datos que aparecen reportados 
en la bibliografía (libros, manuales, internet, etc.). 
 
4.  MATERIALES Y REACTIVOS 
 
MATERIALES  REACTIVOS 
*  Vasos de tecnopor con tapa.  *  Probeta de 100 mL 
*  Termómetro.  *  Sales iónicas varias. 
*  Vidrios de reloj o papel de aluminio.  *  Agua desionizada. 
*  Cronómetro o reloj.  *  Gafas de seguridad 
 
5.  PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 
 
Trabajaremos con el montaje de la figura de la página 2. Con las medidas experimentales 
iremos rellenado el cuadro que aparece en el informe. 
 
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5.1.  Determinación de la constante del calorímetro 
5.1.1.  Coloque 50 mL de agua en el calorímetro, deje alcanzar el equilibrio térmico y 
tome nota de la temperatura inicial, T0. Anote también la densidad del agua a 
esta temperatura (tomada de un manual). 
5.1.2.  Añada 50 mL de agua caliente; anote su temperatura inicial, Tac
0 , medida jus‐
tamente antes de mezclar. Anote también la densidad del agua a esta tempe‐
ratura (tomada de un manual). 
5.1.3.  Agite y deje alcanzar el equilibrio térmico. Vaya anotando la temperatura cada 
cierto tiempo hasta que se alcance elequilibrio. Utilice el gráfico temperatura 
vs tiempo (T vs t) para determinar la Teq.  
 
5.2.  Determinación del calor de solución 
5.2.1.  Coloque entre 40 y 100 mL de agua en el calorímetro, deje alcanzar el equili‐
brio térmico y tome nota de la temperatura inicial, Ti. Anote también la densi‐
dad del agua a esta temperatura (tomada de un manual). 
5.2.2.  Con la ayuda del profesor, pese entre 2 y 4 gramos de sustancia iónica. Tome 
nota del peso, nombre y pureza de  la sustancia. Vierta  la sustancia al calorí‐
metro,  tape inmediatamente y agite el conjunto, con cuidado para no derra‐
mar la solución. 
5.2.3.  Siga agitando y deje alcanzar el equilibrio térmico. Vaya anotando la tempera‐
tura  cada  cierto  tiempo hasta que  se alcance el equilibrio. Utilice el gráfico 
temperatura vs tiempo (T vs t) para determinar la Teq. 
 
6.  CÁLCULOS Y GRÁFICOS 
 
6.1.  Cálculo de la constante del calorímetro y gráfico T‐t 
6.1.1.  Construya el gráfico Temperatura – tiempo para el calorímetro.   
6.1.2.  Calcule la constante del calorímetro.   
 
6.2.  Cálculo del calor de solución 
6.2.1.  Construya el gráfico T – t para el proceso de disolución. 
6.2.2.  Calcule la entalpía de disolución en kJ/mol de sal disuelta. 
6.2.3.  Escriba la ecuación termoquímica respectiva.   
6.2.4.   Compare el calor de  solución obtenido en 6.2.3 con el consignado en  la bi‐
bliografía y calcule el porcentaje de error cometido. 
 
7.  MATRIZ DE EVALUACIÓN 
 
Nombre y 
apellido 
Trabajo experimental 
Nota 
final 
Trabajo (10 p) 
- Puntualidad   (1 p) 
- Orden y limpieza   (1 p) 
- Comportamiento y desempeño  (2 p) 
- Trabajo en grupo   (1 p) 
- Conocimiento previo del tema   (5 p) 
Informe (10 p) 
- Registro y  tratamiento 
adecuado de datos. 
- Preguntas realizadas y 
respuestas dadas apro‐
piadas al tema. 
 
 
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8.  BIBLIOGRAFÍA 
8.1.  Whitten, Gailey, Davis. Química General. 5ta. Edición. Ed. Mc Graw‐Hill, 1998. 
8.2.  Chang, Raymond. Química. Cuarta Edición. Ed. Mc Graw‐Hill, 1992. 
8.3.  Barreto, María del C. Manual de operaciones básicas en el  laboratorio de química. 
CONCYTEC – UNIVERSIDAD DE PIURA. 1992.  
8.4.  Algunas páginas web:  
• http://www.eis.uva.es/~organica/practicas/practica1.pdf  
 
 
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PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 1 
 
CALORIMETRÍA: CALOR DE SOLUCIÓN O DISOLUCIÓN. 
 
INFORME 
 
 
 
9.  INFORME DE DATOS, CÁLCULOS, DISCUSIÓN DE RESULTADOS Y CONCLUSIONES 
 
Tabla de resultados experimentales 
(Valores y unidades) 
 
Descripción 
(5.1) 
Dato 
Descripción 
(5.2) 
Dato 
Vaf    Va    
T0 = Tcal 0 = Taf0     T0 = Tcal0 = Ta0   
ρaf    ρa   
Vac    Electrolito   
Tac
0     PFelectrolito    
ρac    melectrolito    
Teq    purezaelectrolito   
Nota: Las Teq se deducen de los gráficos T vs t. 
  Teq 
 
 
9.1.  Determinación de la constante del calorímetro 
 
9.1.1. Medidas experimentales y gráficos T – t. Determinación de Teq para cada caso.  
 
Ccal 
T (ºC)               
t (s)               
ΔHsol 
T (ºC)               
t (s)               
Nombres y apellidos  Grupo 
Trabajo en labo‐
ratorio (10 p) 
Informe  
(10 p) 
Nota 
 
 
 
TURNO 
FECHA
TURNO
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9.1.2. Cálculo de la constante del calorímetro.  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9.2.  Cálculo de la entalpía de disolución 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9.3  Cálculo del porcentaje de error: 
 
ΔHsol (de bibliografía) = 
 
 
 
 
 
 
 
 
9.4  Discusión de resultados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9.5  Conclusiones 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9.6  Cuestionario 
 
9.6.1. Defina e indique las unidades apropiadas de capacidad calorífica y calor especí‐
fico. 
 
 
 
 
 
9.6.2. ¿Qué es una bomba calorimétrica? ¿Qué información nos da? 
 
 
 
 
 
 
9.6.3. Mencione las principales fuentes de error en esta práctica. 
 
 
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MATERIALES Y REACTIVOS 
 
 
Material y reactivos recibidos  Observaciones 
• Calorímetro (vaso de tecnopor con tapa).   
• Termómetro.   
• Cronómetro.   
• Probeta de 100 mL.   
• Vasos de precipitados   
• Vidrio de reloj.   
• Papel de aluminio   
• Aro metálico.   
• Rejilla de asbesto.   
• Sustancias iónicas.   
• Pizeta con agua desionizada.   
• Otros: mechero, plancha eléctrica, balanza 
analítica,  agitador,  pinzas,  papel  milime‐
trado. 
 
 
NOMBRES Y APELLIDOS       
Turno.       
Grupo.       
Fecha.       
Puntualidad.   ( 1p)       
Orden y limpieza.   ( 1p)       
Comportamiento y des‐
empeño.   (2 p) 
     
Trabajo en grupo  (1 p)       
Conocimiento previo. (5 p)       
Total.   (10 p)