LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL 2 ESPOL

1. ESPOL
LABORATORIO DE
QUÍMICA GENERAL 2
2DO TÉRMINO
2016 - 2017
Nombre: Valdospino Cevallos Denisse
Paralelo: 2
Profesor: PhD. Joel Vielma
Fecha de entrega: 11/diciembre/2016
Guayaquil - Ecuador
CALORIMETRÍA
Ilustración 1. Foto tomada en el laboratorio de Química General 2. Practica #6

2. 1. Tema:
CALORIMETRÍA
2. Marco teórico
Una de las formas comunes en las que se encuentra la energía, es el calor. Se
interpreta al calor como la energía cinética de los átomos y moléculas de un
cuerpo. Si dos cuerpos se encuentran a las misma temperatura y estos son puestos
en contacto no existe entre estos intercambio de calor, por el contrario, sí existirá
intercambio de calor si los cuerpos que son puestos en contacto tienen
inicialmente diferentes temperaturas, una vez que son puestos en contacto el
calor fluirá entre estos hasta que lleguen ambos a la misma temperatura conocida
como temperatura de equilibrio. El calor es una forma de energía que fluye de un
cuerpo a otro debido a la diferencia de temperatura de los cuerpos. (Suarez,
Frontal, Reyes, Bellandi, Contreras, & Romero, 2005).
Se puede determinar la magnitud del flujo de calor, al medir la magnitud del
cambio de temperatura de los cuerpos que produce el flujo de calor entre estos. La
medición del flujo de calor entre cuerpos se conoce como calorimetría; existe un
dispositivo que se utiliza para medir el flujo de calor al cual se lo ha llamdo
calorímetro. (BROWN, 2009).
Cuando un objeto o sustacia se calienta, decimos que está ganando calor o que el
calor está aumentando. Toda sustancia que experimenta un cambio de
temperatura se calienta, pero la magnitud de este cambio de temperatura que se
produce por una cantidad de calor, es variable para cada sustancia. El cambio de
temperatura que va a experimentar un cuerpo cuando absorbe calor se podrá
determinar mediante su capacidad calorífica (C). La capacidad calorífica de una
sustancia u objeto es la cantidad de calor que se va a requerir para poder elevar su
temperatura 1°C . (BROWN, 2009).
A la capacidad calorífica de un gramo de cierta sustancia se la conoce como calor
específico. El calor específico de una sustancia se puede obtener de forma
experimental, cuadno se mide la variación de temperatura que experimenta una
sustancia de masa conocida, cuando gana o pierde una cantidad conocida de calor.
(BROWN, 2009).

3. Calor especifico= (cantidad de calor transferido)
(gramos de sustancia) X (cambio de temperatura)
a
En reacciones en las que ocurre disolución, resulta fácil controlar la presión y
medir los cambios de temperatura para obtener el calor de la reacción o lo que es
lo mismo la entalpía. Se puede emplear calorímetros muy sencillos, en este caso se
usa un termo, para presentar los principios de la calorimetría. Puesto que el
calorímetro no se encuentra sellado, la reacción (dilución) ocurre bajo la presión
atmosférica de forma constante. (BROWN, 2009).
En un calorímetro a presión constante, no existe una barrera físca entre el sistema
y el entorno, los productos y reactivos de la reacción son el sistema y el
calorímetro y el agua en el que estos se van a disolver representan el entorno. Se
asume que el calorímetro evita pérdida o ganancia de calor de la disolución, el
calor que la disoluión gana se produce por la reacción química, es decir el calor que
produce la reacción es absorbido en su totalidad por la disolución. (BROWN, 2009).
Existen dos tipos de reacciones, estas pueden ser: exotérmicas, en donde el calor
lo pierde la reacción y lo gana la disolución (aumenta la temperatura de la
disolución) y las reacciones endotérmicas en las que sucede lo contrario. El calor
que gana la disolución, es igual en magnitud a el calor perdido en la reacción con
signo opuesto. Este se puede obtener entonces mediante la siguiente fórmula.
(BROWN, 2009).
𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = ( 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐í𝑓𝑖𝑐𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 )
× ( 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛) × ∆𝑇 = − 𝑄𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
Tabla 1. Calores específicos de algunas sustancias a temperatura estándar 25°C o 298 K. Fuente: Libro
Química la Ciencia Central de Brown

4. 3. Objetivo general
 Obtener el calor que se va a desprender al realizar diversas y consecutivas
diluciones de ácido sulfúrico.
 Determinar el calor de neutraliación de ácido sulfúrio con hidróxido de
sodio.
4. Objetivos específicos
 Se medirán las temperaturas, tanto de las diluciones y mezclas como de los
reactivos.
 Se realizarán los calculos respectivos para completar la tabla de resultados.
 Se usarán los datos de la tabla de resultados para realizar la gráfica calor
(Q) vs concentración (M).
 Determinar la intersección con el eje horizontal M=0, de la gráfica Q vs M.
5. Materiales y equipos
2 Vasos deprecipitación
Probeta graduada
Termo de 500 ml de capacidad
Placa de calentamiento
Bandeja de gran capacidad con agua fría
Termómetro

5. Reactivos
 Ácido Sulfúrico 18 N
 Hidróxido de Sodio 0.3 M
 Agua de Grifo
6. Procedimiento experimental
Se determinó el calor del calorímetro (Q cal) y el equivalente en agua del calorímetro (E). Para
esto se colocó en el termo 50 ml de agua y una vez el agua estuvo contenida en el termo se
midió la temperatura y se anotó este valor, luego se tomaron 50 ml de agua del recipiente que
se enontraba sobre la placa de calentamiento, se midió su temperatura y el agua caliente se
añadió al termo. Se midió la temperatura de la mezcla de agua caliente y agua fría que estaba
contenidaenel termoyse anotóeste valor.
Una vez que se determinó el calor del calorímetro y el eqquivalente en agua, se
desechóel agua del termo y se procedió a colocar 40 ml de agua de grifo en el termo
a la que se le midió la temperatura y se añadió además 10 ml de Ácido sulfúrico 18N.
Se tapó raídamente con la mano el termo y se tomó la temperatura después de la
dilucción.Se anotarontodaslastemperaturas.
Se enfrió la solución que estaba en el termo (50 ml) hasta la temperatura
ambiente y una vez que estuvo fría se añadió 50 ml de agua de grifo, se tapó el
termoy se procedió a medirlatemperaturade estasegundadilución.
Se enfrió la segunda dilución (100ml) hasta la temperatura ambiente, y se añadió en
el termo 100 ml de agua de grifo, se tapó el termo que contenía los 200 ml de
dilución y se midió la temperatura de esta. Todos los valores de temperatura se
fueron anotandoyluegose realizaron todosloscálculosrespectivos.
Se tomó 50 ml de la dilución contenida en el termo (200 ml) y el resto se desechó y estos 50
ml se los enfrió a la temperatura ambiente, se colocó en el termo y se añadió 50 ml de
Hidróxidode Sodio0.3M, se tapó el termoy se midiólatemperaturade lasolución.

6. 7. Resultados obtenidos
Tabla 2. Datos
Reactivo
Vol.
(ml)
Temperatura
inicial (°C)
Producto
Temperatura
final (°C)
Molaridad
(M)
Agua grifo 50 27
Mezcla 41 -----
Agua caliente 50 51
Agua grifo 40 27
Disolución 1 36 1.8
Ácido sulfúrico 10 27
Agua grifo 50 27
Disolución 2 30 0.9
Disolución 1 50 27
Agua grifo 100 27
Disolución 3 28 0.45
Disolución 2 100 27
 Cálculo de los valores de molaridad (M) de las disoluciones.
Concentración inicial del ácido sulfúrico:
𝑀 =
𝑁
𝑉𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎
=
18
2
= 9
𝑀 𝑜 × 𝑉𝑜 = 𝑀𝑓 × 𝑉𝑓
𝑀 𝑜 × 𝑉𝑜 = 𝑀1 × 𝑉1
9 × 10 𝑚𝑙 = 𝑀1 × 50 𝑚𝑙
𝑴 𝟏 = 𝟏. 𝟖
𝑀1 × 𝑉1 = 𝑀2 × 𝑉2
1.8 × 50 𝑚𝑙 = 𝑀2 × 100 𝑚𝑙
𝑴 𝟐 = 𝟎. 𝟗
𝑀2 × 𝑉2 = 𝑀3 × 𝑉3
0.9 × 100 𝑚𝑙 = 𝑀3 × 200 𝑚𝑙
𝑴 𝟑 = 𝟎. 𝟒𝟓
 Cálculo del calor del calorímetro y el equivalente en agua del calorímetro.
C= Calor específio del agua

7. C= 4.18
𝐽
𝑔 °𝐶
= 1
𝐶𝑎𝑙
𝑔 °𝐶
∑ 𝑄 = 0
𝑄 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = − 𝑄 𝑝𝑒𝑟𝑑𝑖 𝑑 𝑜
𝑚1 𝐶 ∆𝑇 + 𝑄 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = −𝑚2 𝐶 ∆𝑇
50 × 𝐶 ( 𝑇𝑓 − 𝑇𝑜) + 𝑄 𝑐𝑎𝑙 𝑜 𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = −50 × 𝐶 (𝑇𝑓 − 𝑇𝑜)
50 × 𝐶 (41 − 27) + 𝑄 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = −50 × 𝐶 (41 − 51)
𝑸 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐 = −50 × 𝐶 (41 − 51) − 50 × 𝐶 (41 − 27 )
𝑄 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = −50 (1)(−10) + 50 (1)(14)
𝑄 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 500 − 700
𝑸 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐 = 𝟐𝟎𝟎 𝑪𝒂𝒍
𝑄 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 𝑚 𝑎𝑔𝑢𝑎 × 𝐶 × ∆𝑇
−200 = 𝑚 𝑎𝑔𝑢𝑎 (1)(27 − 41)
𝑚 𝑎𝑔𝑢𝑎 =
−200
−14
𝒎 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟏𝟒. 𝟐𝟖 𝒈 = 𝑬𝒒𝒖𝒊𝒗𝒂𝒍𝒆𝒏𝒕𝒆 𝒆𝒏 𝒂𝒈𝒖𝒂
 Cálculo del calor de las diluciones.
𝑄1 = 𝑚 𝐶 ( 𝑇𝑓 − 𝑇𝑜) + 𝐸(𝑇𝑓 − 𝑇𝑜)
𝑄1 = 50 × 1 × (36 − 27) + 14.28(36 − 27)
𝑸 𝟏 = 𝟓𝟕𝟖. 𝟓𝟐 𝑪𝒂𝒍
𝑄2 = 𝑚 𝐶 ( 𝑇𝑓 − 𝑇𝑜) + 𝐸(𝑇𝑓 − 𝑇𝑜)
𝑄2 = 100 × 1 × (30 − 27) + 14.28(30 − 27)
𝑸 𝟐 = 𝟑𝟒𝟐. 𝟖𝟒 𝑪𝒂𝒍
𝑄3 = 𝑚 𝐶 ( 𝑇𝑓 − 𝑇𝑜) + 𝐸(𝑇𝑓 − 𝑇𝑜)
𝑄3 = 200 × 1 × (28 − 27) + 14.28(28 − 27)
𝑸 𝟑 = 𝟐𝟏𝟒. 𝟐𝟖 𝑪𝒂𝒍
𝑄 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖 𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = 2𝑚 𝐶 ( 𝑇𝑓 − 𝑇𝑜) + 𝐸(𝑇𝑓 − 𝑇𝑜)
𝑄 𝑛 = 2(50)(1)(30 − 27) + 14.28(30 − 27)
𝑸 𝒏 = 𝟑𝟒𝟐.𝟖𝟒 𝑪𝒂𝒍

8. Tabla 3. Resultados
CALOR DEL CALORÍMETRO Q calorímetro 200 Cal
EQUIVALENTE EN AGUA E 14.28 gr
CALOR DE LA DISOLUCIÓN 1 Q1 578.52 Cal
CALOR DE LA DISOLUCIÓN 2 Q2 342.84 Cal
CALOR DE LA DISOLUCIÓN 3 Q3 214.28 Cal
CALOR NEUTRALIZACIÓN Qn 342.84 Cal
CALOR M=0 (gráfico) Q 96.44 Cal
 Gráfico.
8. Análisis de los resultados
o El calor del calorímetro se que se obtuvo haciendo uso de agua de grifo, es
el calor más bajo que se obtuvo durante la práctica.
o El equivalente en agua del calorímetro es de 14,28 gr, lo cual equivale a la
cantidad de agua que será capaz de absorber o ceder la misma cantidad de
calor que el calorímetro para una misma variación de temperatura. Este
valor se obtuvo al alcanzar el equilibrio térmico.
1.8, 578.52
0.9, 342.84
0.45, 214.28
y = 268.67x+96.44
0
100
200
300
400
500
600
700
0 0.5 1 1.5 2
CALOR(Cal)
MOLARIDAD (M)
Q vs M
Ilustración 2. Gráfico Calor vs Molaridad. Se presenta en la parte inferior derecha la ecuación de a recta. El gráfico se
lo obtuvo haciendo uso de la herramienta matemática excel.

9. o En cuanto a los valores obtenidos par el calor que desprende cada una de
las diluciones tenemos que a medida que se reduce la concentración o
molarida se desprende menor cantidad de calor.
o Es decir la dilución con 1.8 de molaridad desprendió mayor calor que las
diluciones de 0.9 y 0.45 molaridad.
o En cuanto a la solución realizada entre la dilución de acido sulfurico de 0.45
M con el hidróxido de sodio 0.3M, esta solución desprendió un calor de
342.84 Calorías, este valor es el mismo que se obtuvo para la dilución de
ácido sulfúrico de 0.9 M.
o Gráficamente se obtuvo el valor del calor (Q) cuando se tenia molaridad
M=0, y el valor que se obtuvo fue Q=96.44 Calorías.
o La pendiente tambien se obtuvo del gráfico, haciendo uso de la opción
ecuación de la recta de la herramenta excel y se obtuo el siguiente valor.
Pendiente= 268.67 Cal/mol.
9. Conclusiones y recomendaciones
 Se obtuvo el calor del calorímetro, en el caso de los calorímetros a presión
constante, estos son muy sencillos y se debe tener encuenta que el envase
que se escoja para realizar esta práctica sea de un material que permita
mantener el calor de su contenido.
 Se obtuvo el calor que se desprende al realizar cada una de las diluciones
consecutivas que se realizaron durante la práctica haciendo uso de las
fórmulas que se proporcionaban en el folleto de prácticas.
 A medida que se reduce la concentración del ácido sulfúrico, el calor
desprendido es menor.
 El calor es transferido de la reacción a la disolución, no existe perdida de
energía ya que se considera la idealidad, el calorímetro (termo) permite la
transferencia total ded calor, es decir evita la perdida o ganancia de calor.
 No existió cambio de estado de las sustancias que intervinieron en el
proceso, por lo cuál se concluye en que, la variación del calor es
únicamente debida a la variación de la temperatura que se produce debido
a la reacción.
 La reacción libera el calor que es absorbido por las diluciones.

10.  Se recomienda medir la temperatura de forma rápida, es decir hecha la
dilución hay que tapar con la mano el calorímetro e ingresar el termómetro
para hacer la respectiva lectura de la temperatura.
10. Bibliografía
(2009). Química la Ciencia Central. En L. B. BROWN, Química la Ciencia Central (págs. 842 -
872). México: Pearson Pretince Hall.
Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ. (2003). Manual de Prácticas de Química
General 2. Guayaquil.
Suarez, T., Frontal, B., Reyes, M., Bellandi, F., Contreras, R., & Romero, I. (9 de 12 de
2005). Universidad de los Andes Venezuela. Recuperado el 9 de 12 de 2016, de
saber.ula.ve:
http://www.saber.ula.ve/bitstream/123456789/16744/1/termoquimica.pdf