Este reporte de laboratorio presenta los resultados de 4 experiencias realizadas para determinar diferentes propiedades termodinámicas mediante calorimetría. En la primera experiencia se determinó la capacidad calorífica de un calorímetro. En la segunda, se midió el calor específico de un metal. La tercera experiencia permitió hallar el calor latente de fusión del hielo. Finalmente, en la cuarta experiencia se analizaron procesos termodinámicos asociados a cambios de estado.
Este documento describe un experimento para determinar el equivalente en agua de un calorímetro, y el calor específico del aluminio y cobre. Se determinó que el equivalente en agua del calorímetro fue de 20,71 g. El calor específico del aluminio se calculó en 0,23 y 0,227 cal/g°C, con errores del 7,82% y 6,61%. El calor específico del cobre fue de 0,099 y 0,1 cal/g°C, con errores de 5,05% y 6%.
La práctica consistió en determinar el calor específico de una muestra sólida desconocida mediante el método de las mezclas. Se calentó la muestra y se introdujo en un calorímetro con agua a temperatura ambiente, esperando alcanzar el equilibrio térmico para medir la variación de temperatura y calcular el calor específico de la muestra mediante ecuaciones de conservación de la energía.
La temperatura mide el grado de vibración molecular de un cuerpo. Se determina indirectamente mediante fenómenos como la dilatación de un termómetro. Existen diferentes escalas de temperatura como Celsius, Fahrenheit y Kelvin. La temperatura de equilibrio de dos sistemas en contacto es la misma, según la ley cero de la termodinámica.
Este documento describe un experimento para determinar la capacidad térmica de un calorímetro y el equivalente calor-trabajo. Se calculó la constante del calorímetro y se determinó que estaba entre 50-80 Cal/°C. Luego, se midió el trabajo eléctrico aplicado a una resistencia y el calor absorbido por el agua en el calorímetro para diferentes intervalos de tiempo. El promedio del equivalente calor-trabajo calculado fue de 4.079 J, lo que está cerca del valor real de 4.184 J.
Este documento describe dos experimentos realizados para determinar el calor específico de dos metales sólidos, el plomo y el acero. En cada experimento, se calienta la muestra metálica y se introduce en un calorímetro con agua. Se mide la temperatura de equilibrio y se calcula el calor específico experimental, obteniéndose valores mayores que los teóricos debido a errores en la medición. Los resultados se analizan gráficamente usando el programa PASCO Capstone.
Este documento presenta el procedimiento para determinar experimentalmente el poder calorífico superior e inferior del gas propano usando una bomba calorimétrica de Junker. Describe los componentes del equipo, el método de medición, los cálculos matemáticos involucrados y los resultados obtenidos. El objetivo es conocer el funcionamiento del equipo y cuantificar la energía liberada durante la combustión del propano.
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.
Este documento describe un experimento para determinar el equivalente en agua de un calorímetro, y el calor específico del aluminio y cobre. Se determinó que el equivalente en agua del calorímetro fue de 20,71 g. El calor específico del aluminio se calculó en 0,23 y 0,227 cal/g°C, con errores del 7,82% y 6,61%. El calor específico del cobre fue de 0,099 y 0,1 cal/g°C, con errores de 5,05% y 6%.
La práctica consistió en determinar el calor específico de una muestra sólida desconocida mediante el método de las mezclas. Se calentó la muestra y se introdujo en un calorímetro con agua a temperatura ambiente, esperando alcanzar el equilibrio térmico para medir la variación de temperatura y calcular el calor específico de la muestra mediante ecuaciones de conservación de la energía.
La temperatura mide el grado de vibración molecular de un cuerpo. Se determina indirectamente mediante fenómenos como la dilatación de un termómetro. Existen diferentes escalas de temperatura como Celsius, Fahrenheit y Kelvin. La temperatura de equilibrio de dos sistemas en contacto es la misma, según la ley cero de la termodinámica.
Este documento describe un experimento para determinar la capacidad térmica de un calorímetro y el equivalente calor-trabajo. Se calculó la constante del calorímetro y se determinó que estaba entre 50-80 Cal/°C. Luego, se midió el trabajo eléctrico aplicado a una resistencia y el calor absorbido por el agua en el calorímetro para diferentes intervalos de tiempo. El promedio del equivalente calor-trabajo calculado fue de 4.079 J, lo que está cerca del valor real de 4.184 J.
Este documento describe dos experimentos realizados para determinar el calor específico de dos metales sólidos, el plomo y el acero. En cada experimento, se calienta la muestra metálica y se introduce en un calorímetro con agua. Se mide la temperatura de equilibrio y se calcula el calor específico experimental, obteniéndose valores mayores que los teóricos debido a errores en la medición. Los resultados se analizan gráficamente usando el programa PASCO Capstone.
Este documento presenta el procedimiento para determinar experimentalmente el poder calorífico superior e inferior del gas propano usando una bomba calorimétrica de Junker. Describe los componentes del equipo, el método de medición, los cálculos matemáticos involucrados y los resultados obtenidos. El objetivo es conocer el funcionamiento del equipo y cuantificar la energía liberada durante la combustión del propano.
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.
El documento explica conceptos relacionados con el calor y la calorimetría. Define calor y temperatura, y explica que el calor es una forma de energía asociada con el movimiento molecular, mientras que la temperatura es una medida del calor de un cuerpo. También describe el calor específico y la capacidad calorífica, y cómo se usan calorímetros de volumen y presión constantes para medir cambios de calor en reacciones químicas.
El documento explica conceptos relacionados con el calor y la calorimetría. Define calor y temperatura, y explica que el calor es una forma de energía asociada con el movimiento molecular, mientras que la temperatura es una medida del calor de un cuerpo. También describe el calor específico y la capacidad calorífica, y cómo se usan calorímetros de volumen y presión constantes para medir cambios de calor en reacciones químicas.
Este documento presenta los objetivos, materiales, aspectos teóricos y desarrollo de una práctica de laboratorio sobre la Ley Cero de la Termodinámica. La práctica consiste en poner en contacto agua caliente y fría para demostrar que alcanzarán la misma temperatura de equilibrio. Se miden las temperaturas iniciales y finales para cuantificar la energía ganada y cedida, y se calcula teóricamente la temperatura de equilibrio.
Este documento presenta un procedimiento experimental para determinar el calor específico de varios metales sólidos (plomo, hierro y aluminio) utilizando un calorímetro. Explica los conceptos teóricos relevantes como calor, capacidad calorífica y calor específico. Describe los equipos y materiales necesarios, incluido el calorímetro, y el procedimiento detallado para realizar las mediciones y cálculos necesarios para determinar los calores específicos de los metales.
Este documento presenta información sobre un plan de estudios de química para los grados 10-2 y 10-3 en el Instituto Teresiano en Tuquerres, Nariño, Colombia. Incluye las leyes que rigen el comportamiento de los gases como tema, con fechas límite para la entrega de tareas. Explica conceptos como masa molecular, temperatura, propiedades de los gases y resume las leyes de Boyle, Charles, Avogadro y Gay-Lussac.
Este documento describe un laboratorio de termodinámica sobre calor latente y capacidad calorífica. El objetivo es medir la capacidad calorífica de un calorímetro y determinar experimentalmente el calor latente de fusión del hielo. El procedimiento incluye calibrar el calorímetro mediante la medición de temperaturas antes y después de mezclar aguas a diferentes temperaturas, y luego fundir hielo en agua caliente midiendo cambios de temperatura y volumen.
La práctica consistió en determinar el calor específico de una muestra sólida desconocida mediante el método de las mezclas. Se calentó la muestra y se introdujo en un calorímetro con agua a temperatura ambiente. Al alcanzar el equilibrio térmico, se midieron las temperaturas iniciales y finales para calcular el calor específico de la muestra mediante la ecuación de equilibrio térmico.
Proyecto final Matematicas superior Ley de enfriamiento de NewtonEduvigues Serrudo
El documento presenta un experimento para demostrar la Ley de Enfriamiento de Newton. Se midió la temperatura de un recipiente con agua caliente a intervalos de 2 minutos durante 60 minutos totales. Los datos experimentales se compararon con los valores teóricos calculados usando la ecuación diferencial de la ley de enfriamiento, obteniendo un error menor al 8%. El experimento logró demostrar la ley y se recomienda realizarlo en un ambiente con temperatura controlada.
El documento describe el proceso de calibración de dos sensores de temperatura, un termopar y un diodo. Se midió el voltaje de salida de cada sensor a diferentes temperaturas y se graficaron los resultados para obtener ecuaciones de calibración. También se midió el enfriamiento de un termómetro y se ajustó a la ley de enfriamiento de Newton.
La práctica demostró la Ley Cero de la Termodinámica al poner agua caliente y fría en contacto, lo que resultó en que ambas alcanzaran una temperatura de equilibrio intermedia. Se midió la cantidad de energía ganada y cedida, y se calculó teóricamente la temperatura de equilibrio. Experimentalmente, la temperatura de equilibrio se acercó más a la teórica que a la inicial.
En esta experiencia se logró determinar el calor de fusión del hielo empleando un calorímetro para el cual se calibro el calor específico. Se realizaron tres medidas de peso y temperatura en equilibrio de la mezcla de hielo y agua, obteniéndose un valor de 332 x103 J/Kg para el calor de fusión del hielo, con bajo porcentaje de error en comparación al valor teórico.
Este experimento buscó determinar el calor de fusión del hielo mediante el método de las mezclas. Se calibró un calorímetro y se realizaron tres medidas de peso y temperatura al mezclar hielo y agua. Los cálculos dieron como resultado un valor de 332 x103 J/Kg para el calor de fusión del hielo, muy cercano al valor teórico de 334 x103 J/Kg, lo que demuestra la precisión de la medición realizada.
El documento presenta un proyecto para acondicionar un laboratorio de metrología en el CUCEI. Se pretende diseñar e instalar un laboratorio que funcione adecuadamente y permita realizar prácticas de medición en ingeniería bajo condiciones óptimas de temperatura y humedad. Se incluyen cálculos para determinar la carga térmica requerida y el tamaño del sistema de aire acondicionado necesario para mantener las condiciones deseadas en el laboratorio.
Este documento describe un experimento para determinar la capacidad calórica de un calorímetro. Se registraron los datos de temperatura y voltaje al mezclar agua a temperatura ambiente y a 80°C en el calorímetro. Usando ecuaciones de calor, se calculó una constante del calorímetro que relaciona su masa y capacidad calórica. Los resultados muestran que después de 21 minutos, el agua fría y caliente alcanzaron la misma temperatura debido a la transferencia de calor.
REACCIÓN DE SEGUNDO ORDEN Y EFECTO DE LA TEMPERATURAEmmanuelVaro
Reconocer que uno de los factores que afectan la velocidad de una reacción química es la temperatura y asociar un determinado valor de energía de activación a la reacción.
Este documento presenta los resultados de una práctica de laboratorio sobre transferencia de calor. La práctica incluyó tres experimentos: 1) medir el perfil de temperatura de una barra de cobre calentada, 2) determinar la conductividad térmica de un metal usando la ley de Fourier, y 3) obtener el coeficiente de convección de la ley de enfriamiento de Newton usando agua y aceite calentados. Los estudiantes realizaron cada experimento, midieron datos, y analizaron los resultados para verificar conceptos teóricos de transferencia de
Este documento presenta un reporte de laboratorio sobre una práctica para medir coeficientes de conductividad térmica de manera experimental. Se describe el objetivo de determinar la constante de conductividad, el equipo y materiales utilizados como un matraz, termómetro láser y acetona, y el modelo matemático empleado para calcular la conductividad a partir de la cantidad de calor transferido y el gradiente de temperatura. Los resultados muestran que la práctica se realizó como estaba planeada y se logró determinar el valor de la conductividad térm
Contenido Programático de la Unidad
1. Conceptos
1.1. Sistemas, alrededores y universo.
1.2. Tipos de sistemas: abiertos, cerrados y aislados.
1.3. Trabajo. Función de estado.
1.4. Calor. Capacidad calorífica y calor específico.
1.5. Procesos exotérmicos y endotérmicos.
1.6. Energía interna.
2. Trabajo de expansión
2.1. A presión constante.
2.2. Ejercicios.
3. Relación energía, calor y trabajo
3.1. Primera ley de la termodinámica.
3.2. Sistemas con volumen constante.
3.3. Ejercicios.
4. Calor a presión constante
4.1. Entalpía. Definición.
4.2. Entalpía y energía interna. ΔH y ΔE.
4.3. Variación de entalpía en una reacción química.
4.4. Ecuación termoquímica. Definición.
4.5. Aplicación de la estequiometria a los calores de reacción.
4.6. Variación de entalpía en un cambio de estado.
4.7 Entalpías de formación estándar.
4.8. Entalpías de reacción estándar.
4.9. Ejercicios.
5. Desorden de un sistema
5.1. Segunda ley de la termodinámica.
5.2. Entropía. Definición.
5.3. Procesos espontáneos y no espontáneos.
5.4. Variación de la entropía en el universo.
5.5. Variación de la entropía a temperatura constante. Cambio de estado físico.
5.6. Entropía absoluta. Tercera ley de la termodinámica.
. 5.7. Entropía molar estándar.
5.8. Entropía de reacción estándar.
5.9. Ejercicios.
6. Energía libre de Gibbs
6.1. Definición.
6.2. Energía libre estándar de formación.
6.3. Energía libre estándar de reacción.
6.4. La temperatura y los cambios espontáneos.
6.5. Ejercicios.
El documento trata sobre el poder calorífico de diferentes combustibles. Explica que el poder calorífico representa la cantidad de energía liberada durante la combustión completa de un combustible. Define los tipos de poder calorífico superior e inferior y métodos para determinar el poder calorífico experimentalmente, incluyendo el uso de calorímetros y la norma ASTM D-240. Finalmente, discute aplicaciones del poder calorífico para caracterizar crudos en un campo petrolero.
El documento explica conceptos relacionados con el calor y la calorimetría. Define calor y temperatura, y explica que el calor es una forma de energía asociada con el movimiento molecular, mientras que la temperatura es una medida del calor de un cuerpo. También describe el calor específico y la capacidad calorífica, y cómo se usan calorímetros de volumen y presión constantes para medir cambios de calor en reacciones químicas.
El documento explica conceptos relacionados con el calor y la calorimetría. Define calor y temperatura, y explica que el calor es una forma de energía asociada con el movimiento molecular, mientras que la temperatura es una medida del calor de un cuerpo. También describe el calor específico y la capacidad calorífica, y cómo se usan calorímetros de volumen y presión constantes para medir cambios de calor en reacciones químicas.
Este documento presenta los objetivos, materiales, aspectos teóricos y desarrollo de una práctica de laboratorio sobre la Ley Cero de la Termodinámica. La práctica consiste en poner en contacto agua caliente y fría para demostrar que alcanzarán la misma temperatura de equilibrio. Se miden las temperaturas iniciales y finales para cuantificar la energía ganada y cedida, y se calcula teóricamente la temperatura de equilibrio.
Este documento presenta un procedimiento experimental para determinar el calor específico de varios metales sólidos (plomo, hierro y aluminio) utilizando un calorímetro. Explica los conceptos teóricos relevantes como calor, capacidad calorífica y calor específico. Describe los equipos y materiales necesarios, incluido el calorímetro, y el procedimiento detallado para realizar las mediciones y cálculos necesarios para determinar los calores específicos de los metales.
Este documento presenta información sobre un plan de estudios de química para los grados 10-2 y 10-3 en el Instituto Teresiano en Tuquerres, Nariño, Colombia. Incluye las leyes que rigen el comportamiento de los gases como tema, con fechas límite para la entrega de tareas. Explica conceptos como masa molecular, temperatura, propiedades de los gases y resume las leyes de Boyle, Charles, Avogadro y Gay-Lussac.
Este documento describe un laboratorio de termodinámica sobre calor latente y capacidad calorífica. El objetivo es medir la capacidad calorífica de un calorímetro y determinar experimentalmente el calor latente de fusión del hielo. El procedimiento incluye calibrar el calorímetro mediante la medición de temperaturas antes y después de mezclar aguas a diferentes temperaturas, y luego fundir hielo en agua caliente midiendo cambios de temperatura y volumen.
La práctica consistió en determinar el calor específico de una muestra sólida desconocida mediante el método de las mezclas. Se calentó la muestra y se introdujo en un calorímetro con agua a temperatura ambiente. Al alcanzar el equilibrio térmico, se midieron las temperaturas iniciales y finales para calcular el calor específico de la muestra mediante la ecuación de equilibrio térmico.
Proyecto final Matematicas superior Ley de enfriamiento de NewtonEduvigues Serrudo
El documento presenta un experimento para demostrar la Ley de Enfriamiento de Newton. Se midió la temperatura de un recipiente con agua caliente a intervalos de 2 minutos durante 60 minutos totales. Los datos experimentales se compararon con los valores teóricos calculados usando la ecuación diferencial de la ley de enfriamiento, obteniendo un error menor al 8%. El experimento logró demostrar la ley y se recomienda realizarlo en un ambiente con temperatura controlada.
El documento describe el proceso de calibración de dos sensores de temperatura, un termopar y un diodo. Se midió el voltaje de salida de cada sensor a diferentes temperaturas y se graficaron los resultados para obtener ecuaciones de calibración. También se midió el enfriamiento de un termómetro y se ajustó a la ley de enfriamiento de Newton.
La práctica demostró la Ley Cero de la Termodinámica al poner agua caliente y fría en contacto, lo que resultó en que ambas alcanzaran una temperatura de equilibrio intermedia. Se midió la cantidad de energía ganada y cedida, y se calculó teóricamente la temperatura de equilibrio. Experimentalmente, la temperatura de equilibrio se acercó más a la teórica que a la inicial.
En esta experiencia se logró determinar el calor de fusión del hielo empleando un calorímetro para el cual se calibro el calor específico. Se realizaron tres medidas de peso y temperatura en equilibrio de la mezcla de hielo y agua, obteniéndose un valor de 332 x103 J/Kg para el calor de fusión del hielo, con bajo porcentaje de error en comparación al valor teórico.
Este experimento buscó determinar el calor de fusión del hielo mediante el método de las mezclas. Se calibró un calorímetro y se realizaron tres medidas de peso y temperatura al mezclar hielo y agua. Los cálculos dieron como resultado un valor de 332 x103 J/Kg para el calor de fusión del hielo, muy cercano al valor teórico de 334 x103 J/Kg, lo que demuestra la precisión de la medición realizada.
El documento presenta un proyecto para acondicionar un laboratorio de metrología en el CUCEI. Se pretende diseñar e instalar un laboratorio que funcione adecuadamente y permita realizar prácticas de medición en ingeniería bajo condiciones óptimas de temperatura y humedad. Se incluyen cálculos para determinar la carga térmica requerida y el tamaño del sistema de aire acondicionado necesario para mantener las condiciones deseadas en el laboratorio.
Este documento describe un experimento para determinar la capacidad calórica de un calorímetro. Se registraron los datos de temperatura y voltaje al mezclar agua a temperatura ambiente y a 80°C en el calorímetro. Usando ecuaciones de calor, se calculó una constante del calorímetro que relaciona su masa y capacidad calórica. Los resultados muestran que después de 21 minutos, el agua fría y caliente alcanzaron la misma temperatura debido a la transferencia de calor.
REACCIÓN DE SEGUNDO ORDEN Y EFECTO DE LA TEMPERATURAEmmanuelVaro
Reconocer que uno de los factores que afectan la velocidad de una reacción química es la temperatura y asociar un determinado valor de energía de activación a la reacción.
Este documento presenta los resultados de una práctica de laboratorio sobre transferencia de calor. La práctica incluyó tres experimentos: 1) medir el perfil de temperatura de una barra de cobre calentada, 2) determinar la conductividad térmica de un metal usando la ley de Fourier, y 3) obtener el coeficiente de convección de la ley de enfriamiento de Newton usando agua y aceite calentados. Los estudiantes realizaron cada experimento, midieron datos, y analizaron los resultados para verificar conceptos teóricos de transferencia de
Este documento presenta un reporte de laboratorio sobre una práctica para medir coeficientes de conductividad térmica de manera experimental. Se describe el objetivo de determinar la constante de conductividad, el equipo y materiales utilizados como un matraz, termómetro láser y acetona, y el modelo matemático empleado para calcular la conductividad a partir de la cantidad de calor transferido y el gradiente de temperatura. Los resultados muestran que la práctica se realizó como estaba planeada y se logró determinar el valor de la conductividad térm
Contenido Programático de la Unidad
1. Conceptos
1.1. Sistemas, alrededores y universo.
1.2. Tipos de sistemas: abiertos, cerrados y aislados.
1.3. Trabajo. Función de estado.
1.4. Calor. Capacidad calorífica y calor específico.
1.5. Procesos exotérmicos y endotérmicos.
1.6. Energía interna.
2. Trabajo de expansión
2.1. A presión constante.
2.2. Ejercicios.
3. Relación energía, calor y trabajo
3.1. Primera ley de la termodinámica.
3.2. Sistemas con volumen constante.
3.3. Ejercicios.
4. Calor a presión constante
4.1. Entalpía. Definición.
4.2. Entalpía y energía interna. ΔH y ΔE.
4.3. Variación de entalpía en una reacción química.
4.4. Ecuación termoquímica. Definición.
4.5. Aplicación de la estequiometria a los calores de reacción.
4.6. Variación de entalpía en un cambio de estado.
4.7 Entalpías de formación estándar.
4.8. Entalpías de reacción estándar.
4.9. Ejercicios.
5. Desorden de un sistema
5.1. Segunda ley de la termodinámica.
5.2. Entropía. Definición.
5.3. Procesos espontáneos y no espontáneos.
5.4. Variación de la entropía en el universo.
5.5. Variación de la entropía a temperatura constante. Cambio de estado físico.
5.6. Entropía absoluta. Tercera ley de la termodinámica.
. 5.7. Entropía molar estándar.
5.8. Entropía de reacción estándar.
5.9. Ejercicios.
6. Energía libre de Gibbs
6.1. Definición.
6.2. Energía libre estándar de formación.
6.3. Energía libre estándar de reacción.
6.4. La temperatura y los cambios espontáneos.
6.5. Ejercicios.
El documento trata sobre el poder calorífico de diferentes combustibles. Explica que el poder calorífico representa la cantidad de energía liberada durante la combustión completa de un combustible. Define los tipos de poder calorífico superior e inferior y métodos para determinar el poder calorífico experimentalmente, incluyendo el uso de calorímetros y la norma ASTM D-240. Finalmente, discute aplicaciones del poder calorífico para caracterizar crudos en un campo petrolero.
¿Qué es?
El VIH es un virus que ataca el sistema inmunitario del cuerpo humano, debilitándolo y dejándolo vulnerable a otras infecciones y enfermedades.
Se transmite a través de fluidos corporales como sangre, semen, secreciones vaginales y leche materna.
A medida que avanza, el VIH puede desarrollarse en SIDA, una etapa avanzada de la infección donde el sistema inmunitario está severamente comprometido.
Estadísticas
Más de 38 millones de personas viven con VIH en todo el mundo, según datos de la ONU.
Las tasas de infección varían según la región y el grupo demográfico, con una prevalencia más alta en África subsahariana.
Modos de Transmisión
El VIH se transmite principalmente a través de relaciones sexuales sin protección, compartir agujas contaminadas y de madre a hijo durante el parto o la lactancia.
No se transmite por contacto casual como estrechar la mano o compartir utensilios.
Prevención y Tratamiento
La prevención incluye el uso de preservativos durante las relaciones sexuales, evitar compartir agujas y acceder a la profilaxis preexposición (PrEP) para aquellos con mayor riesgo.
El tratamiento del VIH implica el uso de terapia antirretroviral (TAR), que ayuda a controlar la replicación viral y permite que las personas con VIH vivan vidas más largas y saludables
Las heridas son lesiones en el cuerpo que dañan la piel, tejidos u órganos. Pueden ser causadas por cortes, rasguños, punciones, laceraciones, contusiones y quemaduras. Se clasifican en:
Heridas abiertas: la piel se rompe y los tejidos quedan expuestos (ej. cortes, laceraciones).
Heridas cerradas: la piel no se rompe, pero hay daño en los tejidos subyacentes (ej. contusiones).
El tratamiento incluye limpieza, aplicación de antisépticos y vendajes, y en algunos casos, suturas. Es crucial vigilar las heridas para prevenir infecciones y asegurar una curación adecuada.
"Abordando la Complejidad de las Quemaduras: Desde los Orígenes y Factores de...AlexanderZrate2
Las quemaduras, una de las lesiones traumáticas más comunes, representan un desafío significativo para el cuerpo humano. Estas lesiones pueden ser causadas por una variedad de agentes, desde el contacto con el calor extremo hasta la exposición a productos químicos corrosivos, la electricidad y la radiación. Independientemente de su origen, las quemaduras pueden provocar un amplio espectro de daños, que van desde lesiones superficiales de la piel hasta afectaciones graves de tejidos más profundos, con potencial para comprometer la vida del individuo afectado.
La incidencia y gravedad de las quemaduras pueden variar según factores como la edad, la ocupación, el entorno y la atención médica disponible. Las quemaduras son un problema global de salud pública, con impacto no solo en la salud física, sino también en la calidad de vida y la salud mental de los afectados. Además del dolor y la discapacidad física que pueden ocasionar, las quemaduras pueden dejar cicatrices permanentes y aumentar el riesgo de infecciones y otras complicaciones a largo plazo.
El manejo adecuado de las quemaduras es esencial para minimizar el riesgo de complicaciones y promover una recuperación óptima. Desde los primeros auxilios en el lugar del incidente hasta el tratamiento médico especializado en centros de quemados, se requiere una atención integral y multidisciplinaria. Además, la prevención juega un papel fundamental en la reducción de la incidencia de quemaduras, mediante la educación pública, la implementación de medidas de seguridad en el hogar, el trabajo y otros entornos, y la promoción de políticas de salud y seguridad efectivas.
En esta exploración exhaustiva sobre el tema de las quemaduras, analizaremos en detalle los diferentes tipos de quemaduras, sus causas y factores de riesgo, los mecanismos fisiopatológicos involucrados, las complicaciones potenciales y las estrategias de tratamiento y prevención más relevantes en la actualidad. Además, consideraremos los avances científicos y tecnológicos recientes que están transformando el enfoque hacia la gestión de las quemaduras, con el objetivo último de mejorar los resultados para los pacientes y reducir la carga global de esta importante condición médica.
El documento publicado por el Dr. Gabriel Toro aborda los priones y las enfermedades relacionadas con estos agentes infecciosos. Los priones son proteínas mal plegadas que pueden inducir el plegamiento incorrecto de otras proteínas normales en el cerebro, llevando a enfermedades neurodegenerativas mortales. El Dr. Toro examina tanto la estructura y función de los priones como su capacidad para propagarse y causar enfermedades devastadoras como la enfermedad de Creutzfeldt-Jakob, la encefalopatía espongiforme bovina (conocida como "enfermedad de las vacas locas"), y el síndrome de Gerstmann-Sträussler-Scheinker. En el documento, se exploran los mecanismos moleculares detrás de la replicación de los priones, así como las implicaciones para la salud pública y la investigación en tratamientos potenciales. Además, el Dr. Toro analiza los desafíos y avances en el diagnóstico y manejo de estas enfermedades priónicas, destacando la necesidad de una mayor comprensión y desarrollo de terapias eficaces.
Reacciones Químicas en el cuerpo humano.pptxPamelaKim10
Este documento analiza las diversas reacciones químicas que ocurren dentro del cuerpo humano, las cuales son esenciales para mantener la vida y la salud.
García, Francisco. - Las Navas de Tolosa [2024].pdf
REPORTE 3 GRUPO 1 (1).pdf
1. 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.
2. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL
ÁREA ACADÉMICA DE CIENCIAS BÁSICAS
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
3. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL
ÁREA ACADÉMICA DE CIENCIAS BÁSICAS
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%
4. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL
ÁREA ACADÉMICA DE CIENCIAS BÁSICAS
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
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2.1. Con los datos experimentales determine el calor específico de un metal
Determinando el calor especifico del metal:
Suponiendo un sistema aislado:
QGANADO = QPERDIDO
QAGUA AMBIENTE + QCALORIMETRO = QMETAL
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 × (24.5 − 23)℃
QAGUA AMBIENTE = 150 cal
Calor del Calorímetro:
QCALORIMETRO = CCALORIMETRO × ∆T = CCAL. × (Tm − T1)
QCALORIMETRO = 24.3125
cal
℃
× (24.5 − 23)℃
QCALORIMETRO = 36.4688 cal
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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:
QAGUA AMBIENTE = 150 cal
QCALORIMETRO = 36.4688 cal
CEMETAL = 0.0495
cal
g. ℃
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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:
Suponiendo un sistema aislado:
QGANADO = QPERDIDO
QFUSION + QAGUA FRIA = QAGUA TIBIA + QCALORIMETRO
Se tomaron valores de Calor Especifico y Densidad del agua:
(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
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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
Calor del Calorímetro:
QCALORIMETRO = CCALORIMETRO × ∆T = CCAL. × (T1 − Tm)
QCALORIMETRO = 24.3125
cal
℃
× (43 − 10.2)℃
QCALORIMETRO = 797.45 cal
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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.
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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
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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
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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:
Suponiendo un sistema aislado:
QGANADO = QPERDIDO
QSOLUCION ACUOSA + QCALORIMETRO + QREACCION = 0
La solución salina al ser muy diluida se considera como agua.
−(QAGUA + QCALORIMETRO) = QREACCION
Se tomaron valores de Calor Especifico y Densidad del agua:
(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
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Calor del Calorímetro:
QCALORIMETRO = CCALORIMETRO × ∆T = CCAL. × (Tm − T1)
QCALORIMETRO = 24.3125
cal
℃
× (24.45 − 21)℃
QCALORIMETRO = 83.8781 cal
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 %
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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.
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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.
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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.
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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.
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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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