Este laboratorio tuvo como objetivo aplicar conceptos de termodinámica para determinar experimentalmente el calor latente de vaporización, el calor de neutralización de una reacción ácido-base y el calor de solución. Se realizaron experimentos para medir estos calores de reacción usando un calorímetro y aplicando los principios de conservación de energía. Los resultados experimentales obtenidos fueron el calor latente de vaporización de 244,63 cal/kg y el calor de neutralización de -10,82 cal, entre otros.

1. LABORATORIO Nº 2
SECCION: V
ESPECIALIDAD: ING. INDUSTRIAL
INTEGRANTES:
 BERRÚ HUAMÁN, ALVARO ANDRÉS 20101059E
 ESCURRA CARLOS, FIDEL JONATHAN 20101125H
 ZULUETA ARROYO, LUIS HUMBERTO 20102521D

2. OBJETIVOS
Aplicar los conceptos fundamentales de la termodinámica a las siguientes
determinaciones experimentales:
1. Calor latente de vaporización.
2. Calor de neutralización de una reacción ácido-base.
3. Calor de solución.
FUNDAMENTO TEÓRICO
1. Termoquímica:
La termoquímica trata sobre los cambios en energía que se manifiestan como la
entalpía (calor medido a presión constante) de reacción. Si la reacción libera calor se
dice que es exotérmica y si absorbe calor se dice que es endotérmica. Estos cambios
energéticos se deben al rompimiento y la formación de enlaces durante la reacción
química.
El rompimiento de enlaces es un proceso endotérmico y la formación de enlaces es un
proceso exotérmico. La entalpía de la reacción es el resultado de ambos procesos.
2. Calor:
El calor es un tipo de energía que puede ser generado por reacciones químicas (como
en la combustión), reacciones nucleares, disipación electromagnética o por disipación
mecánica (fricción). Su concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica,
según el cual dos cuerpos en contacto intercambian energía hasta que su
temperatura se equilibre.
3. Equilibrio térmico:
Si dos objetos que están a diferentes temperaturas, se colocan en contacto térmico
(lo que significa que la energía térmica se puede transferir de uno a otro), los dos
objetos eventualmente alcanzaran la misma temperatura. Se dice entonces que están
en equilibrio térmico.
4. Ley de la conservación de la energía:

3. En las interacciones entre un sistema y sus alrededores, la energía total permanece
constante, la energía ni se crea ni se destruye. Aplicado al cambio de calor, esto
significa que:
Qsistema + Qalrededores = 0
5. Capacidad calorífica y calor específico
La cantidad de calor Q necesaria para elevar la temperatura de un sistema es
proporcional a la variación de la temperatura y a la masa de la sustancia a:
Q = C.∆t  Q = c.m.∆t
En donde “C” es la capacidad calorífica de la sustancia, que se define como la cantidad
de energía transferida por calentamiento necesaria para aumentar un grado la
temperatura de la sustancia. El calor específico “c” es la capacidad calorífica por
unidad de masa:
c = C
m
6. Entalpía (H)
También llamada contenido calórico, es una función de estado que se utiliza
para tratar los cambios térmicos de las reacciones químicas que se efectúan a
presión constante.
7. Cambio de Entalpía (∆H)
Es la cantidad de calor absorbido o desprendido por un sistema cuando la presión del
proceso es constante. ∆H = Q p
8. Calor de Reacción (ΔHR)
Se define como la cantidad de calor que se desprende o absorbe durante una
reacción química, esto se debe a la diferencia entra las entalpías de los productos y
reactantes a presión constante y temperatura definida.
Dentro de los calores de reacción se encuentran los cal9ores de formación,
combustión, fusión, vaporización, sublimación, disolución, neutralización, etc.

4. 9. Calor de Neutralización (∆HN)
Es la cantidad de calor desprendido cuando reacciona un equivalente de un ácido
(una mol de iones H+ ) con un equivalente de una base (una mol de iones O H- )
H+ (aq) + OH- (aq) → H2O (l) + Q (calor)
Para Ácidos y Bases Fuertes
H+ (aq) + OH- (aq) → H2O (l) ∆HN = -13.7 Kcal/mol
10. Calor de Solución (∆Hsol)
Es el calor absorbido o liberado cuando un soluto se disuelve en un solvente. La
cantidad de calor neta (efectiva) por mol de soluto depende sobre todo de la
concentración de la solución.
El calor neto observado de la solución preparada, es el resultado de la energía
requerida para romper los enlaces químicos o atracciones intermoleculares (soluto-
soluto y solvente-solvente), y la energía liberada por la formación de otras atracciones
intermoleculares (soluto-solvente).
Si el proceso de disolución es exotérmico, se libera calor y la temperatura del sistema
aumenta. Si el proceso es endotérmico, se absorbe calor y la temperatura del sistema
disminuye.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO N°4
1) Añadimos al calorímetro 50 ml de agua.
2) Luego de que el sistema se estabilizó medimos la temperatura como Ti.
3) Agregamos agua en el balón de destilación armado como en el gráfico(al final del
informe), y lo pusimos a calentar, agregando porcelana porosa para evitar una
ebullición tumultuosa.
4) Cuando observamos que por el tubo de desprendimiento de vapores salía vapor de
agua puro (pues tuvimos que esperar que deje de salir agua condensada)
colocamos el calorímetro para que este vapor ingrese, y esperamos que la
temperatura se incremente en unos 20 a 25 ° C.
5) Apagamos el mechero para evitar sorpresivos succionamientos.

5. 6) Luego de esperar un momento para que el vapor se condense medimos el
volumen final del agua contenido en el calorímetro, para determinar el vapor de
agua que ingreso.
EXPERIMENTO N°5
1) Medimos primero 50 ml de NaOH, 0.2N y lo vertimos en el calorímetro seco y
limpio.
2) De igual manera medimos 50 ml de HCl y esperamos un par de segundos hasta
que se estabilice su temperatura.
3) Medimos sus temperatura, y observamos que la diferencia de las temperaturas no
sea mayor que 0.5.
4) Luego echamos el ácido al calorímetro .
5) Agitamos suavemente la mezcla con el termómetro, midiendo la temperatura cada
dos segundos hasta que empezó a descender entonces ahí teníamos la
temperatura máxima que la llamamos Tm.
EXPERIMENTO N°6
PARTE A:
De un ácido fuerte:
1) Colocamos 200 ml de agua destilada en el calorímetro. Luego de que se estabilizó
su temperatura la medimos como Ti.
2) Medimos 3ml de ácido sulfúrico 18M en una pipeta graduada, para luego vaciarlo
al calorímetro, mientras agitábamos suavemente con el termómetro.
3) Cuando observamos que ya no había aumento de temperatura y esta se mantenía
constante la medimos como Tf.
PARTE B:
De una sal iónica:
1) Colocamos 60 ml de agua destilada en el calorímetro, luego de que llegó al
equilibrio medimos la temperatura como Ti.
2) Pesamos 3g de KCl y lo añadimos al calorímetro. Luego con el termómetro
agitamos suavemente mientras observábamos el cambio de temperatura hasta
que sé esta se mantenía constante y la llamamos Tf.

6. Luego procedemos a calcular el calor de solución de la sal iónica.
CÁLCULOS Y RESULTADOS
EXPERIMENTO 5
Reacción del HCl y NaOH:
HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac) + Calor(Qn)
Forma iónica
H+(ac) + Cl-(ac) +Na+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac)
Reacción neta
H+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Calor
a) Calor ganado por las soluciones: Q1
Q1= (VHCl + VNaOH).ƥH2O. .(TF - Ti) = (50ml + 50ml).1g/ml. .(25.40C -
25.30C)
Q1= 10 cal
b) Calor ganado por el calorímetro: Q2
Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .( 25.40C -25.30C)
Q2 = 0.8174 cal
c) Calor liberado por la reacción: Qn
Sabemos:
Q1 + Q2 + Qn = 0
10 cal + 0.8174 cal + Qn = 0
Qn = -10.8174 cal
Sabemos:
= = - 54.087 cal/#eq

7. EXPERIMENTO 6B
a) Calor perdido por el agua: Q1
Q1= n.Ce.∆T = 60g. 1 .(210C -240C)
Q1= -180 cal
b) Calor ganado por el calorímetro: Q2
Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .(210C -240C)
Q2 = -24.522cal
c) Solución: Qs
n KCl = = 0.040214 mol
Sabemos:
Q1 + Q2 + Qs = 0
-180cal -24.522cal + Qs = 0
Qs = 204.522cal
Sabemos:
= = 5085.840752 cal/mol
EXPERIMENTO 6A
a) Calor ganado por el agua: Q1
Q1= n.Ce.∆T = 200g. 1 .(320C -240C)
Q1= 1600 cal
b) Calor ganado por el calorímetro: Q2
Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .(320C -240C)
Q2 = 65.392cal
c) Solución: Qs

8. Masa del H2SO4 = (3ml).(1.8g/ml) = 5.4g
n KCl = = 0.05625 mol
Sabemos:
Q1 + Q2 + Qs = 0
-180cal -24.522cal + Qs = 0
Qs = -1665.392cal
Sabemos:
=- = -29606.96889 cal/mol
EXPERIMENTO 4
Qp = Qg
Qg = Calor ganado por el calorímetro + Calor ganado por el H2O
Qp = Calor perdido por el calorímetro + Calor perdido por el H2O
(mi + Cc)(Tf – Ti) = (mf – mi)(Tf – Te) + (mf – mi)Lv
(50 + 8.174)(47°C – 25°C) = (54.8g – 50g)(47°C – 25°C) + (54.8g – 50g)Lv
Despejando:
Lv = 244.6308333 cal/kg
CUESTIONARIO
Experimento N° 3 y 4
1. ¿Cuál es el calor latente de fusión que obtuvo experimental?
El calor Latente de Fusión (Lf) fue de 83,07 cal/g
2. ¿Cuál es el calor latente de vaporización que obtuvo experimentalmente?

9. El calor Latente de Vaporización (Lv) fue de 244.6308333 cal/kg
3. ¿Cuál es el error absoluto y relativo de la determinación?
Lf (teórico)=80 Lf (exp)=83.07
Error absoluto (teórico – Experimental)=3.07
Error relativo= (100-Exp)*100 =21.1625%
Teórico
4. ¿Por qué el hielo debe estar en la temperatura 0°C de equilibrio antes de ser
añadido al calorímetro?
En primer lugar porque si tenemos otra temperatura del hielo entonces el calor
latente de fusión nos saldría más alejado del real además si esta debajo de 0°C y
entonces ese calor perdido hará que el calor latente salga mayor ocasionando un
error, es por eso que se necesita otra forma de calcular el calor latente.
5. ¿Existe alguna diferencia si el agua se pesa antes o después de calentarla? ¿Por
qué?
Si existe diferencia puesto que el primer peso es mayor que el segundo, el agua se
escapa en forma de vapor gracias a su energía cinética, hay calor que se desprende
se reduce la masa.
6. Si el hielo estuviera inicialmente a -5°C, escriba las ecuaciones de balance térmico
necesarias para encontrar el calor latente de fusión.
Masa de Hielo Mh Mh
Temperatura del hielo T1 -5°C
Temperatura del agua T2 T2°C
caliente
Temperatura Promedio Tm Tm°C
Capacidad del Calorímetro Cc 8.174 cal/°C
Por teoría: Qg = Qp
Lf=((Mh+Cc)(T2-Tm)(Mh*Tm)/Mh

10. 7. ¿Cómo se determina el calor específico del hielo y del agua?
Conociendo la capacidad calorífica del termo podemos agregarle agua caliente a
este y luego agua frio y anotamos la temperatura equilibrio luego se compara el
balance de calor.
Para el hielo seguimos los pasos del exp N°2 con su respectivo balance de calor.
Experimento N° 5 y 6
1. Llene el cuadro N°3 y grafique los datos del cuadro y determine Tm
T seg 0 5 10 15 20
T°C 24 25.3 25.8 25.6 25.2
2. ¿Cuántos “gramos de H2O” se han producido en el experimento N° 3 de
neutralización?
Se Obtuvieron 0.991836 g.
3. De acuerdo a la reacción química de neutralización, indique usted si los reactantes
han sido mezclados en cantidades estequiométricas.
Reacción del HCl y NaOH:
HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac) + Calor(Qn)
Forma iónica
H+(ac) + Cl-(ac) +Na+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac)
Reacción neta
H+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Calor

11. 4. ¿Cuál es la molaridad final de la solución resultante del calorímetro en la reacción
de neutralización?
Volumen total: VT = VHCl + VNaOH  VT = 50ml + 5Oml = 100ml = 0.1L
En la neutralización se forma NaCl  nNaCl = 0.01moles (del la pregunta 1 se sabe
dicho valor)
Entonces la molaridad de la solución es:
n M = 0.01 / 0.1L = 0.1M
M
VT
5. ¿Por qué no se considera el signo de la capacidad calorífica en los cálculos?
El signo de la capacidad calorífica no se considera porque este indica la variación
de la temperatura, es decir si aumento o disminuyó ya que sabemos que la
capacidad calorífica es la relación existente entre el calor requerido y la variación
de la temperatura
6. Si el Experimento N°5, el ensayo se realiza con soluciones de acido débil y base
débil. ¿Cree usted que se obtendrá los mismos resultados? ¿Por qué?
No, porque al ser el ácido y la base débil entonces al reaccionar lo harían menos
violento y la variación de temperatura al reaccionar seria mínima (menor a 0.5°C,
según las hojas de laboratorio debe ser mayor a dicha temperatura) entonces los
resultados no serían los mismos.
7. ¿Qué relación hay entre los calores de formación y las electronegatividades de los
elementos?
A mayor electronegatividad menor es el calor de formación.
Electronegatividad es inversamente proporcional al calor de formación
8. Presente los cálculos efectuados para determinar los calores de solución de los dos
ensayos realizados.
Calor ganado por el agua: Q1

12. Q1= n.Ce.∆T = 200g. 1 .(320C -240C)
Q1= 1600 cal
Calor ganado por el calorímetro: Q2
Q2 = CC. (TF - Ti) = 8.174 .(320C -240C)
Q2 = 65.392cal
Solución: Qs
Masa del H2SO4 = (3ml).(1.8g/ml) = 5.4g
n KCl = = 0.05625 mol
Sabemos:
Q1 + Q2 + Qs = 0
-180cal -24.522cal + Qs = 0
Qs = -1665.392cal
Sabemos:
=-
-29606.96889 cal/mol
CONCLUSIONES
 Al parecer el experimento no arroja la verdadera capacidad calorífica del metal, esto
por el incidente antes mencionado.
 Cuando se realiza una neutralización, una determinada cantidad de calor va a ser
liberado, notamos que la temperatura de equilibrio va tomando valores hasta llegar
a un máximo para luego regresar a una temperatura final, la cual permanece
constante con el transcurrir del tiempo.
 Este experimento nos permitió conocer cómo determinar experimentalmente el
calor de solución para solutos iónicos.
 Y también cómo es la variación de entalpía (ΔH) en dependencia del soluto, pues
notamos que para solutos iónicos, es mayor que 0, y para hidratados, es menor que
0.

13. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
“FISICOQUIMICA”
Gaston Ponz Muzzo/ Editorial San Marcos/ Pag. 126 – 138
“MANUAL DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA”
D. Brennan/ Editorial URMO/ Pag. 117 – 119
“QUÍMICA”
Raymond Chang / Edición séptima/Editorial McGraw Hill / N. Pág.: 211-215