porta_lap_termodinamica - Universidad Tecnológica de la Selva

SECCIÓN 3. TERMODINÁMICA.
En esta sección se presentan experimentos de cátedra que tratan conceptos fundamentales de
termodinámica, con la finalidad de facilitar el aprendizaje del alumno, al efectuar un análisis de
variables que influyen en sistemas reales, para que identifiquen sus propiedades
termodinámicas y les permitan extrapolarlas a procesos industriales.
El contenido de este proyecto consta de: construcción de un barómetro para el cálculo de
presiones absolutas, tipos de sistemas termodinámicos, ley cero y primera de la
termodinámica, temperatura de congelación y sub enfriamiento, entalpía de fusión del hielo,
presión de vapor y ebullición a baja temperatura, reversibilidad de procesos, trabajo de
expansión y compresión, entropía y desordenamiento molecular, calibración de un calorímetro,
calor específico de sólidos, ley de Dalton, relación entre Cp/Cv, cálculo de calores de mezclado
y de reacción.
EXPERIMENTO NO. 1 CONSTRUCCIÓN DE UN BARÓMETRO.
PROPÓSITO: construya un barómetro de mercurio para medir la presión atmosférica de la
localidad.
COMPETENCIAS:

Identifique que el aire ejerce una presión sobre cualquier cuerpo colocado en la
superficie terrestre...

Construya un barómetro de mercurio tipo Torricelli.

Valore la presión atmosférica de la localidad donde se realiza la experiencia.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
1Tubo de vidrio de 80 cm de longitud y 8 mm de diámetro.
1 Tapón de hule no. 6.
1 Base de madera p/barómetro 85 cm.
3 Abrazaderas.
1 Frasco Gerber pequeño.
1 Jeringa desechable de 5 ml.
2 Hojas de papel milimétrico.
1 Pliego de papel engomado transparente. 15X80 cm.
1 Par de guantes grandes de hule látex.
SUSTANCIA.
Mercurio (suficiente).
PROCEDIMIENTO.
Selle uno de los extremos del tubo de vidrio, caliente con el mechero de bunsen y selle con la
pinza de crisol. Verifique la hermeticidad del tubo añadiendo mercurio con la jeringa al interior
del tubo. Perfore en el centro del tapón de hule un orificio con un diámetro igual al tubo de
vidrio. Inserte una aguja en el tapón de hule y verifique que no que residuos de hule en su
interior. Coloque el tapón en el tubo de vidrio de tal manera que al colocarlo en frasco Gerber el
tubo quede en el seno del mercurio. Llene con mercurio el tubo de vidrio y colóquelo en el
frasco de Gerber que ya contiene mercurio, tape previamente el tubo con el dedo, cuya mano
lleva guante de hule látex. Ponga el sistema en un cristalizador y retire el dedo. Verifique que
el tubo que lleno con mercurio, en caso contrario repita la operación hasta que logre lo
anterior.
Tape el frasco con el tapón de hule y forre el tapón con cinta aislante. Sujete con las
abrazaderas el barómetro a la regla de madera. Pegue la escala milimétrica a la regla de
madera. Anote la hoja milimétrica la escala. Mida con el barómetro recién construido la presión
atmosférica de la localidad. Ante los valores y saque sus conclusiones.
.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.



Caliente con el mechero bunsen el tubo de vidrio hasta el rojo blanco y presione con la
pinza para crisol.
Cuide de no quemarse cuando sella el tubo de vidrio.
Cuide de no someter el tubo a cambios bruscos de temperatura, puede romperse.
CUESTIONARIO.
1. ¿Por qué es necesario sellar uno de los extremos del tubo de vidrio?
2. ¿Cuál es la razón de colocar mercurio dentro del tubo? ¿Podría sustituirse por agua?
3. ¿Cómo varía el valor de la presión atmosférica con la altitud de una ciudad?
4. Explique si se mantiene constante el valor de la presión atmosférica en las diferentes épocas
del año.
5. ¿Por qué es importante en ingeniería conocer el valor de la presión atmosférica de una
ciudad?
6. ¿Cuál es el fundamento teórico para poder construir un barómetro con las características
anteriores?
TEORÍA.
La tierra esta envuelta por un fluido llamado aire, que constituye lo que se conoce como
atmosfera.
Esta atmosfera por ser un fluido en “reposo” genera una presión hidrostática que dependerá de
la columna de aire que soporte un cuerpo u objeto colocado en al superficie terrestre.
Como se sabe la presión hidrostática se puede determinar con la expresión:
PH = d g y; donde:
PH: presión hidrostática.
d: densidad del aire.
g= 9.81 m/s2.
y: altura del aire.
Por otra parte como la columna de aire depende de la altitud de una ciudad, la presión
barométrica varía con la altitud de un lugar, a mayor altitud menor presión atmosférica.
El barómetro es el instrumento que sirve para medir la presión atmosférica, por eso también se
le conoce como presión barométrica.
La presión atmosférica influye en la temperatura de ebullición de un líquido, a menor presión de
oposición menor temperatura de ebullición; lo cual significa que los líquidos tendrán una
temperatura de ebullición menor al aumentar la altitud de una ciudad.
La densidad del aire depende del grado de humedad relativa de este, de tal manera que la
presión atmosférica varía dependiendo de la humedad el aire y por este motivo los valores
mayores se obtendrán en la temporada de lluvias y el valor más pequeño en la de estiaje.
También la densidad del aire cambia con su temperatura, de manera que la presión
atmosférica varía durante el día con la temperatura ambiental, a mayor temperatura ambiental
menor presión atmosférica y viceversa.
EXPLICACIÓN.
Se puede construir un barómetro tipo Torricelli, porque el mercurio es un líquido que tiene una
densidad elevada, por tal razón se emplea como fluido barométrico, por la razón que lo hace
funcional; si se llegara a usar agua el barómetro alcanzaría una altura de 10. 33 metros, lo cual
lo hace inoperante.
Cuando se llena con mercurio un tubo de vidrio, con uno de los extremos sellado, el líquido
desplaza en aire; de manera que cuando se invierte el tubo de vidrio lleno de mercurio hacia el
extremo abierto el líquido se desplaza. Hasta que la presión hidrostática del mercurio se iguale
a la presión atmosférica o barométrica del lugar, por consiguiente si se puede medir la altura
del nivel del líquido en recipiente hasta el nivel del mercurio en el tubo de vidrio, este valor
corresponderá a la presión atmosférica del lugar donde se efectúa la medición.
SUGERENCIAS.
Se puede utilizar este experimento para estudiar: presión barométrica, efecto de la temperatura
en el valor de la presión barométrica, efecto de la humedad del aire en el valor de la presión
atmosférica, equilibrio estático, presión de oposición, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Cetto K. Ana María, et al. (1993), El Mundo De la Física Tomo 2, México: Trillas, pags. 156,157
EXPERIMENTO NO. 2 ¿CÓMO PODEMOS CARACTERIZAR E IDENTIFICAR QUÉ TIPO DE SISTEMA
PIERDE MÁS ENERGÍA CALORÍFICA?
PROPÓSITO: establezca diferencias entre los sistemas termodinámicos: abierto, cerrado y aislado e
identifique qué tipo de sistema termodinámico pierde más energía calorífica y sus causas.
COMPETENCIAS:

Identifique los sistemas termodinámicos: abierto, cerrado y aislado..

Establezca diferencias y semejanzas entre los sistemas termodinámicos: abierto, cerrado y
aislado.

Reconozca la importancia de los tipos de sistemas termodinámicos en donde ocurre procesos
industriales.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
1 Tubo de ensayo de 16x150 mm.
1 Pinza p / tubo de ensayo.
1 Termómetro -20 a 110 º C.
1 Mechero de alcohol
1 Jeringa desechable de 10 ml.
1 Vaso de precipitado de 100 ml.
1 Tapón de hule No. 2
1 Cronómetro
250 grs. de estopa
1 exacto
1 botella vacía de 500 ml.
1 encendedor
SUSTANCIAS.
Alcohol etílico 96 º G.L. 50 ml.
Agua.
PROCEDIMIENTO.
Caliente cierto volumen agua destilada en un tubo de ensayo sin tapón hasta la temperatura de 90 º C,
registre la temperatura, retire el tubo del mechero y mida la temperatura después de haber transcurridos
cinco minutos. Repita la experiencia anterior dos veces, con iguales volúmenes de agua e igual tiempo de
enfriamiento, uno en tubo de ensayo con tapón y enfriado sin material aislante y el otro de igual manera,
pero colocando el tubo dentro de un dispositivo con características aislantes. Repita la experiencia varias
veces, observe cuidadosamente cada uno de los sistemas y construya tabla de resultados. Saque sus
conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.

PELIGRO, la temperatura de calentamiento en los tubos tapados no debe sobrepasar los
noventa grados centígrados, puede explotar el tubo de ensayo, con el consecuente riesgo
al proyectarse fragmentos de vidrio.

Tape bien el mechero de alcohol para evitar derrames, es altamente combustible.

Asegure el tapón de hule al tubo de ensayo, para evitar que se desprenda y rompa el termómetro
al formarse vapor en el interior del tubo.

Enfríe el tubo de ensayo gradualmente recibiendo el agua fría sobre el agua caliente (no enfríe
en seco), para no dañar el tubo de ensayo.

Introduzca el termómetro en el tapón lo suficiente para que el bulbo quede dentro del líquido,
sosteniéndolo a corta distancia del tapón para evitar que se rompa y produzca una lesión.

Si el tapón de hule se endurece al calentarlo, no fuerce al retirarlo del termómetro, corte el tapón
de hule con exacto para no dañarlo.

Lave y seque el material antes de guardarlo en el estuche.
CUESTIONARIO.
1.
¿Qué propiedades se modifican al agua cuando se le calienta con el mechero de alcohol?
2.
¿Qué cambios se observan cuando el líquido alcanza la temperatura de ebullición en el tubo sin
tapón? ¿Por qué?
3.
¿Qué cambios observas cuando el agua se calienta en el tubo de ensayo con tapón de hule, por
qué?
4.
¿Se notan algunas diferencias,
termodinámicos?
5.
Si se toman en cuenta las tres experiencias, en el momento del enfriamiento. ¿Qué sistema
podrá ser llamado: abierto, cerrado o aislado? Explica tus respuestas.
6.
De acuerdo con lo observado en estas experiencias. ¿Cómo podrían definirse entonces los
sistemas termodinámicos: abierto, cerrado y aislado?
7.
¿Quién de los tres sistemas pierde mayor energía calorífica, por qué? Ordénelos de menor a
mayor pérdida de energía calorífica.
8.
Desarrolle el modelo para calcular la cantidad de calor que se libera en cada uno de los sistemas
en que se trabaja.
9.
Concepto de energía interna y en que tipo de sistemas termodinámicos se utiliza
preferentemente.
cuando se enfría el agua, en los distintos sistemas
10. Explique que tan importante es reconocer el tipo de sistema termodinámico para desarrollar el
balance de energía en un proceso industrial.
TEORÍA.
Para estudiar los cambios energéticos que se dan en el universo, en termodinámica el hombre reconoce
tres tipos de sistemas termodinámicos: abierto, cerrado y aislado.
El sistema abierto puede intercambiar materia y energía con el medio que le rodea.
Un sistema cerrado solamente intercambia energía con su entorno.
El sistema aislado, no intercambia nada con sus alrededores.
Esto marcará una diferencia de energía interna entre estos sistemas considerados, cuando son enfriados
durante el mismo periodo de tiempo.
Como sabemos la energía interna (U) esta determinada por la cantidad de materia dentro del sistema y va
a depender de la temperatura y presión a la que se encuentre el sistema: U = U (n, T, p).
Donde:
n: número de moles
T: temperatura absoluta
p: presión.
Energía interna. Es la energía que posee un sistema termodinámico por la existencia de materia en su
interior; es decir la energía interna constituye la energía que posee la materia debido a las energías
moleculares a nivel microscópico del tipo: potencial, cinética, vibracional, rotacional, etc.
Calor. Energía en tránsito o flujo de energía que se transfiere por diferencia de temperatura en un sistema
o entre sistemas. Si no existen potenciales de temperatura el calor adquiere un valor de cero.
Temperatura. Propiedad termodinámica que mide la energía cinética promedio de las moléculas que
integran un sistema, se mide con instrumentos llamados termómetros.
EXPLICACIÓN.
Cuando se calienta una sustancia pura en un sistema abierto, la temperatura del líquido se incrementará
hasta alcanzar la temperatura de ebullición; en esa condición la presión de vapor del líquido será igual a
la presión atmosférica del lugar. Si la sustancia es pura, la temperatura se mantiene constante. Por otra
parte, cuando el sistema se retira de la fuente de calentamiento, el vapor de agua formado tiene la
oportunidad de salir del sistema; esto permite que se enfríe con mayor velocidad haciendo descender
más rápidamente su temperatura.
Por el contrario cuando se calienta un líquido en un sistema cerrado los vapores formados no pueden
salir; por lo tanto presionan el sistema de manera que aumenta la temperatura de ebullición, hasta que
hagan saltar el tapón si se continúa calentando el líquido. Al enfriarse el sistema, los vapores contenidos
en el interior del tubo se condensan, cediendo parte de la energía del vapor al sistema, lo que permite
mantener más elevada la temperatura, que cuando se trabaja de manera abierta.
En el sistema "aislado" ocurre casi lo mismo que en el sistema cerrado; la diferencia se presenta cuando
se coloca en el dispositivo aislante, que restringe la disipación de energía calorífica hacia los alrededores,
esto hará que la temperatura sea más elevada que en el sistema cerrado.
Por lo tanto el ordenamiento de menor a mayor pérdida de energía calorífica queda de la siguiente
manera:
Aumento de la pérdida de energía calorífica →
Aislado →
Menor
cerrado → abierto.
intermedia mayor.
Cotidianamente la temperatura y el calor se confunden, el calor es una energía en tránsito y la
temperatura es una propiedad intensiva de la materia, es decir no depende de la cantidad de materia,
en cambio el calor es una propiedad extensiva que depende de la cantidad de material.
La propiedad termodinámica que se modifican por el aumento de temperatura en un sistema abierto, es la
entalpía, porque el proceso ocurre a presión constante y en el sistema cerrado y aislado la energía
interna, debido a que el proceso ocurre a volumen constante.
La entalpía se define como la cantidad de calor que se transfiere en procesos a presión constante. La
energía interna es la cantidad de calor que se transfiere en procesos a volumen constante. Estas
propiedades producen notables diferencias entre las temperaturas de los sistemas involucrados.
SUGERENCIAS.
Se propone para los temas: calor, temperatura, sistemas termodinámicos, energía interna, entalpía, entre
otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins P. W. y Clugston M. J. (1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison - Wesley
Iberoamérica.
Garritz, A., Chamizo J. A. (1993), Química, Mexico: Addison - Wesley Iberoamericana.
Valiente Barderas, A, Noriega Bernechea, J. (1993) Manual del Ingeniero Químico, México: Limusa,
Grupo Noriega Editores
EXPERIMENTO NO. 3 EL EQUILIBRIO TÉRMICO Y LA LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA.
PROPÓSITO: analice el equilibrio térmico e identifique que es la diferencia de temperatura, el potencial
que permite el flujo de calor entre dos o más sistemas termodinámicos con pared adiabática.
COMPETENCIAS:

Reconozca el concepto temperatura.

Desarrolle el balance entálpico para obtener el modelo que permita determinar la temperatura de
mezclado de dos sistemas termodinámicos.

Valide mediante la medición de la temperatura la eficacia del modelo deducido mediante el
balance entálpico desarrollado.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
3 Vasos de unicel de 250 ml.
1 Termómetro de -20 a 110 º C
1 Tubo de ensayo de 16 x 150 mm
1 Pinza para tubo de ensayo
1 Probeta graduada de 100 ml c/base de plástico
1 Encendedor.
1 Cuter.
1 Mechero de alcohol
SUSTANCIAS.
Agua destilada.
Alcohol etílico 96 º G.L 50 ml.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.





Asegure bien la tapa del mechero de alcohol, para evitar accidentes.
Mida con una probeta 50 ml agua y su temperatura.
Mida la temperatura del agua caliente que será usada en el balance de energía, en el interior del
calorímetro.
Vierta el agua fría de manera que se disipe hacia el ambiente la menor cantidad de energía
calorífica.
Mezcle suavemente antes de medir la temperatura de equilibrio.
PROCEDIMIENTO.
Recorte dos vasos de unicel a tres cuartas partes de su altura. El tercer vaso se emplea como soporte
para evitar las corrientes de aire. Perfore un orificio en el fondo y en el centro de uno de los vasos
recortados, con un diámetro igual al termómetro. Caliente cierto volumen de agua entre 60 y 65 º C.
Vacíe el agua en una probeta, mida la temperatura y el volumen. Vacíe el agua dentro del calorímetro,
espere a que se estabilice y mida la temperatura (T2). Vierta igual volumen de agua, a temperatura
ambiente (T1) dentro del calorímetro. Espere unos minutos a que se estabilice la temperatura y mida su
temperatura (Te). Desarrolle el balance energético del sistema, calcule la temperatura de equilibrio.
Repita la experiencia varias veces. Construya tabla de resultados y saque sus conclusiones.
CUESTIONARIO.
1.- ¿Por qué la temperatura del agua caliente no debe ser mayor de 65 º C?
2.- ¿Por qué es importante medir el volumen y la temperatura del agua caliente dentro de la probeta,
antes de vaciarlo dentro del calorímetro?
3.- ¿Por qué, la temperatura del agua caliente que se toma en cuenta en el
balance de energía, es la
que se mide en el interior del calorímetro y no la que se mide en la probeta?
4.- Explica si el sistema, una vez que se ha depositado el agua a temperatura ambiente, puede ser
considerado como "aislado”.
5.- ¿ Puede ser considerado el evento, como un proceso adiabático?. Explica tu respuesta.
6.- Explica en qué parte del proceso, se cumple con la ley cero de la termodinámica.
TEORÍA.
Un sistema termodinámico es aislado, cuando no hay intercambio de materia y energía con el medio que
le rodea.
Un proceso es adiabático cuando no existe transferencia de trabajo o de energía calorífica con su entorno
inmediato, aunque en su interior se den flujos de energía, hasta que el sistema se estabilice.
La ley cero de la termodinámica define la temperatura como el potencial para que fluya la energía
calorífica entre uno o más sistemas termodinámicos. Puede expresarse de la siguiente manera: "cuando
un sistema A esta en equilibrio térmico con un sistema B y este a su vez con un sistema C, los tres están
en equilibrio térmico, puesto que no existe un diferencial de temperatura"
EXPLICACIÓN.
Cuando se mezcla un líquido a diferentes temperaturas, en el interior de un recipiente con paredes
adiabáticas, después de transcurridos unos minutos y de acuerdo con la ley cero de la termodinámica se
alcanzará el equilibrio térmico; esto permite que la dilatación volumétrica del líquido termométrico nos
indique la temperatura de equilibrio.
Si no se toma en cuenta la energía disipada al ambiente, se puede considerar el proceso adiabático, a
presión constante, podemos determinar la temperatura de equilibrio mediante el siguiente balance de
energía:
Cambio entálpico
del agua caliente.
+
Cambio entálpico del agua
fría.
= 0
Por consiguiente:
m2Cp2 (Te - T2) + m1Cp1 (Te - T1) = 0
De esta ecuación puede ser despejada la temperatura de equilibrio:
Donde:
Cp: capacidad calorífica a presión constante
m: masa
T: temperatura
1: frío
2: caliente
e: equilibrio
SUGERENCIAS.
Se puede emplear para los temas: ley cero de la termodinámica, capacidad calorífica a presión constante,
balance de energía, efecto de temperatura sobre el volumen y la densidad, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins P. W. y Clugston M. J. (1986), Principios de fisicoquímica, México: Addison - Wesley Iberoamérica.
Balzhiser R. E. y col. (1984), Termodinámica Química para ingenieros, México: Prentice - Hall
Iberoamérica.
EXPERIMENTO NO. 4 ¿CÓMO PODEMOS HACER EVIDENTE, LA PRIMERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA?
PROPÓSITO: construya un sistema cerrado que permita deducir la primera ley de la
termodinámica y cuantifique la cantidad de calor suministrado.
COMPETENCIAS:

Elabora dispositivo para el análisis de la primera ley de la termodinámica.

Identifica el tipo de sistema termodinámico donde se analiza la primera ley de la
termodinámica.

Evalúa el calor suministrado a un sistema que hace que se modifique su energía
interna.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
1 Dinamómetro 0 a 100 grs
1 Jeringa desechable 5 ml.
1 Tapón de hule no. 2
1 Barra de plastilina
1 Encendedor.
1 Pinza para tubo de ensayo
1 Tubo de ensayo de 16 X 150
1 Termómetro -20 a 110 ° C
1 Mechero de alcohol.
1 Regla graduada.
1 Jeringa de 10 ml.
30 cm. de alambre de cobre no. 10
SUSTANCIAS.
Agua.
Alcohol etílico 96 ° G. L 50 ml.
Vaselina 20 grs.
PROCEDIMIENTO.
Pese el émbolo de la jeringa con una pequeña masa de plastilina. Mida cierto volumen de agua
destilada a la temperatura ambiente, deposítela en el tubo de ensayo. Coloque el tapón de
hule al tubo de ensayo, que debe estar acondicionado con termómetro y aguja. Amarre el
tapón de hule al tubo de ensayo con el alambre de cobre. Atornille la jeringa a la aguja.
Caliente ligeramente con el mechero de alcohol hasta observar que ocurre un desplazamiento
en el émbolo de la jeringa; mida la distancia de éste. Estime el trabajo realizado. Aplique un
balance de energía al sistema y determine la cantidad de energía calorífica aplicada al sistema.
Repita varias veces la experiencia, construya tabla de resultados y saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.






PELIGRO si se eleva demasiado la temperatura puede explotar el tubo de ensayo.
Lubrique el émbolo de la jeringa para minimizar la fricción y evitar que se presione
demasiado el sistema y proyecte el tapón de hule.
Sujete bien el tapón de hule para evitar que al desprenderse rompa el termómetro.
Sujete el tubo de ensayo en un soporte metálico y de ser posible facilite que el émbolo
pueda ser movido con la presión del vapor producido en interior del tubo de ensayo.
Tape bien el mechero de alcohol para no producir accidentes.
Coloque suficiente plastilina sobre el émbolo de la jeringa para regular el movimiento
del pistón.
CUESTIONARIO.
1. ¿Qué cambios se observan cuando un líquido contenido en un sistema cerrado
adaptado con una válvula de expansión es calentado con un mechero de alcohol.
2. Indique cuáles son las energías que se interrelacionan durante éste proceso. Explique
su respuesta.
3. A partir de la experiencia deduzca un modelo para poder calcular el cambio de energía
interna del agua.
4. Explicar cómo podemos cuantificar el trabajo realizado por el sistema. Indicando quién
desarrolla este trabajo.
5. Desarrolle un modelo para poder determinar la cantidad de calor suministrado por el
mechero de alcohol al agua.
6. Exprese su concepto de energía interna.
7.
Durante el experimento, no se puede evitar que el émbolo friccione con la pared de la
jeringa. ¿Qué efectos tiene esta fricción en el balance de energía desarrollado?
TEORÍA.
Un sistema cerrado es aquel que solamente puede intercambiar algún tipo de energía, con el
medio que le rodea, ya sea en forma de calor o trabajo.
La primera ley de la termodinámica se establece, aplicando un balance de energía a un
sistema cerrado, con acumulación de energía. Por lo tanto:
Entrada de energía - salida de energía = acumulación de energía.
Considerando un sistema cerrado:
U = q - w; primera ley de la termodinámica.
"El cambio de energía interna del sistema será igual a la cantidad de calor suministrado al
sistema menos el trabajo realizado por el sistema sobre los alrededores".
Mediante esta ley se establece que cualquier incidencia o salida de energía del sistema,
ocasionará un cambio en la energía interna del mismo.
EXPLICACIÓN.
Cuando se calienta un líquido en un sistema cerrado los vapores formados durante la
ebullición presionarán el interior del recipiente de tal manera que
harán que
el émbolo de la jeringa se desplace hacia los alrededores, haciendo trabajo sobre el mismo.
La magnitud del trabajo realizado se puede determinar conociendo el peso del émbolo y la
plastilina y la distancia recorrida por el émbolo.
Donde:
Trabajo = W = f. d
W: trabajo f: fuerza d: desplazamiento (distancia en este caso).
f= w = m g.
m: masa; g = 9.81 m/s2.
El cambio de la energía interna del agua puede calcularse, sabiendo que:
Cv = (du / dT)v. De allí que:
U = nCvT.
Donde:
n: número de moles del agua; Cv= capacidad calorífica a volumen constante.
U: cambio de energía interna.
T: Tf - Ti = temperatura final - temperatura inicial (diferencia de temperatura).
Por consiguiente el calor suministrado al agua se puede encontrar, aplicando la primera ley de
la termodinámica:
q = U + W.
SUGERENCIAS.
Con este experimento se pueden tratar los temas: calor, energía interna, trabajo de presión
volumen, primera ley de la termodinámica, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins P. W. y Clugston M. J. (1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison-Wesley
Iberoamericana.
Balzhiser R. E. y col (1984), Termodinámica Química para Ingeniero, México: Prentice-Hall
Hispanoamericana.
EXPERIMENTO NO. 5 ¿ES POSIBLE CONGELAR AGUA EMPLEANDO COMO MEDIO
REFRIGERANTE, UNA MEZCLA DE HIELO CON UN SOLUTO QUE DISMINUYA LA
TEMPERATURA DE CONGELACIÓN DEL AGUA?
PROPÓSITO: determine la temperatura de congelación del agua en el lugar de la
experimentación, mediante el análisis de la curva de enfriamiento desde la temperatura
ambiente hasta una temperatura por debajo de la congelación, para que se compare con el
valor normal.
COMPETENCIAS:

Elabore curva de enfriamiento del proceso de congelación del agua.

Mida la temperatura de congelación del agua, en la ciudad donde se realiza la
experiencia y analice la diferencia con la temperatura normal de congelación.

Construya la trayectoria del proceso observado hasta el logro de la congelación del
agua.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
2 Vasos de unicel de 250 ml.
1 Termómetro -20 a 110 ° C.
1 Tubo de aluminio (marcador)
1 Cucharita de plástico
1 Dinamómetro 0 100 grs.
1 Cronómetro.
SUSTANCIAS:
Hielo.
Cloruro de sodio 40 grs. (sal de cocina).
Agua.
PROCEDIMIENTO.
Experiencia 1. Temperatura de congelación del agua.
Triture hielo, deposítelo en un vaso de unicel. Añada suficiente sal de cocina para formar una
mezcla refrigerante. Coloque en el interior de un tubo de aluminio ciertos mililitros de agua,
suficientes para cubrir el bulbo del termómetro. Mida la temperatura ambiente del agua.
Coloque el tubo con agua destilada y el termómetro dentro del vaso de unicel que contiene la
mezcla de hielo-sal. Mida el tiempo que tarda en congelar el agua. Retire el tubo del sistema
refrigerante, espere unos segundos y retire el tubo de aluminio. Observe que la temperatura del
termómetro permanezca constante y mida la temperatura de congelación del agua en la
ciudad. Repita la experiencia varias veces y saque el valor de la temperatura de congelación
promedio.
Experiencia 2. Curva de enfriamiento.
Coloque el tubo de aluminio con el agua destilada, dentro del vaso de unicel con la mezcla de
hielo-sal. Accione el cronómetro y mida la temperatura del agua destilada a ciertos intervalos
de tiempo, antes y después del congelamiento. Observe y mida el tiempo hasta que la
temperatura del hielo ya no disminuya o hasta que transcurra bastante tiempo.
Construya una gráfica de temperatura contra tiempo. Repita la experiencia varias veces con
igual cantidad de hielo y sal en el sistema refrigerante. Analice las gráficas y saque sus
conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.



No retire el cubito de hielo del tubo de aluminio, sin haberle proporcionado energía
calorífica para facilitar su desprendimiento, de no hacerlo, se puede romper el
termómetro.
Evite que se introduzca la sal ó disolución salina al interior del tubo de aluminio que
contiene el agua destilada.
Verifique que la escala del termómetro esté en el rango de la temperatura de
enfriamiento del sistema hielo-sal.
CUESTIONARIO.
1. ¿Se congelará el agua si solamente se emplea el hielo puro como medio refrigerante?
Explique su respuesta.
2. ¿Cuál es el efecto esperado al aumentar la cantidad del cloruro de sodio en la mezcla
refrigerante de hielo-sal?
3. Anote el concepto de temperatura de congelación y su valor en la ciudad donde se
realiza la experiencia, compare el resultado con el valor normal y explique sus
diferencias.
4. ¿Qué condiciones requiere el medio refrigerante, para que congele el agua depositada
en el tubo de aluminio?
5. Analice la gráfica del enfriamiento del agua y explique el comportamiento.
6. ¿Por qué no se mantendrá constante la temperatura del agua, contenida en el tubo de
aluminio una vez que se haya congelado, si no se retira del medio refrigerante?
TEORÍA.
Para que un sistema líquido cambie su estado de agregación a sólido, es necesario enfriarlo
hasta su temperatura de congelación, para retirar la energía denominada calor de fusión o
entalpía de fusión; en el caso particular del agua hay que retirar aproximadamente 79 calorías
por cada gramo de agua líquida, una vez alcanzada la temperatura de cero grados centígrados.
Lo cual quiere decir que si no se retiran 79 calorías a un gramo de agua líquida a la
temperatura de cero grados centígrados, no se podrá obtener hielo.
La temperatura de congelación de un líquido es la temperatura en la que ocurre el cambio de
estado de líquido a sólido, a una determinada presión; esto se debe que en estas condiciones
se forman enlaces de hidrógeno lo suficiente fuertes para dar a las sustancias rigidez.
Si estamos a nivel del mar, es decir a 760 mm Hg, el agua destilada congela a la temperatura
de cero grados Celsius; por lo tanto para poder congelar agua necesitamos un sistema de
enfriamiento que mantenga una temperatura menor que la de congelación del agua. Para
lograr esto, es necesaria la presencia de un soluto no volátil que haga más caótico al disolvente
de manera que disminuya la temperatura de congelación. En otras palabras la existencia de un
soluto no volátil en el disolvente baja la temperatura de congelación de la disolución, porque la
mezcla es más desordenada que el disolvente puro. La disminución de la temperatura de
congelación depende de la fracción molar del soluto presente en la disolución; es decir entre
más concentrada sea la disolución más baja será la temperatura de congelación.
Al enfriar el agua contenida en el tubo de aluminio se retira calor sensible, de manera que la
curva de enfriamiento será más o menos continua. Sin embargo cuando alcanza la temperatura
de congelación, se observará que la temperatura permanece constante aunque transcurra el
tiempo, sin embargo si el sistema de enfriamiento esta muy por de bajo del punto de
congelación el sistema se subenfríe.
EXPLICACIÓN.
Un sistema refrigerante se puede lograr con una mezcla de hielo-sal, dependiendo de la
concentración de sal en la mezcla, se mantendrá varios grados por debajo del cero grados
centígrados; esto ocurre porque el rompimiento de los enlaces iónicos en el cloruro de sodio
requieren de energía que es proporcionada por el hielo, disminuyendo así la temperatura del
sistema aislado.
Cuando se coloca un tubo con agua, dentro de un sistema refrigerante, constituido por hielosal, el agua contenida dentro del tubo tiende a buscar el equilibrio térmico, descendiendo su
temperatura hasta igualarse a la del sistema refrigerante y si esta es inferior a cero grados,
propicia el cambio de estado de líquido a sólido, en primera instancia y posteriormente hará
descender la temperatura del agua recién congelada.
SUGERENCIAS.
Se recomienda este experimento para los temas: temperatura de congelación, cambios de
estado, calor de fusión, por citar algunos.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins P. W. y Clugston M. J. (1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison-Wesley
Iberoamérica.
EXPERIMENTO NO. 6 LEY DE DALTON.
PROPÓSITO: identifique la ley de las presiones parciales de Dalton y determine la fracción
molar de un vapor contenido en un sistema cerrado.
COMPETENCIAS:

Establezca diferencias entre presión parcial y presión total.

Identifique la ley de las presiones parciales de Dalton.

Cuantifique la fracción molar de un vapor en una mezcla con el aire atmosférico.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
1 Manómetro de tubo en “U” con tapón de hule no. 4.
1 Termómetro de -20 a 110 ° C.
1 Barómetro.
1 Matraz balón de fondo plano 125 ml.
1 Tapón de hule no. 4
1 Jeringa desechable de 5 ml.
1 Regla graduada.
SUSTANCIAS.
Alcohol etílico 96 ° G. L. 50 ml.
PROCEDIMIENTO.
Mida con el barómetro la presión del aire y la temperatura ambiental. Registre sus valores.
Tape el matraz balón sin la jeringa desechable. Verifique que los niveles de mercurio sean
iguales en ambos lados del manómetro. Inyecte 5 ml de aire al matraz y mida la variación de
presión en el manómetro. Retire la jeringa desechable del matraz. Verifique que sea igual la
presión interna y externa. Mida 5 ml de etanol e inyéctelo al sistema. Espere unos minutos
hasta que se llegue al equilibrio termodinámico, cuando la presión manométrica se mantiene
constante. Mida la presión manométrica y reste la presión que aumento cuando se añadió los 5
ml de aire. Registre el valor como presión de vapor del etanol. Determine el valor de la presión
total, para lo cual sume a la presión barométrica a la presión de vapor del etanol. Estime el
valor de la fracción molar dividiendo la presión de vapor entre la presión total. Registre su valor.
Repita la experiencia con otro líquido volátil como la acetona. Construya tabla de resultados y
saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.




Use un matraz balón limpio y seco.
Cuide de no cometer errores sistemáticos al reducir el volumen del sistema.
Mantenga la temperatura del sistema constante.
Espere a que el matraz se sature de vapor antes de medir la presión del vapor.
CUESTIONARIO.
1. Explique el concepto de presión parcial y presión total.
2. ¿Qué es la saturación del aire?
3. Explique por qué es importante esperar que el aire se sature de vapor.
4. Por qué es necesario conocer la presión barométrica del lugar donde se realiza la
experiencia.
5. Concepto de fracción molar de un gas o vapor.
6. Determine las moles de: aire, vapor y totales contenidas en el matraz; cuánto vale la
fracción molar del vapor y del aire.
7. Que es el equilibro de fases y cuántas fases están presentes en el sistema estudiado.
TEORÍA.
El aire es un fluido que ejerce una presión sobre cualquier cuerpo en la superficie terrestre, por
eso es importante conocer la presión atmosférica de una ciudad, porque dependiendo del valor
que tenga va ha influir en la temperatura de ebullición de un líquido.
Cuando un líquido se introduce en un recipiente cerrado que contiene aire seco, dependiendo
de la temperatura ambiental del líquido y por su presión de vapor, tenderá a formar vapores
hasta que el aire se sature de humedad, lo cual se adquiere en el momento que la presión del
sistema cerrado permanece constante y las paredes del recipiente se cubren de pequeñas
gotas de material líquido, lo que indica que estableció un equilibrio dinámico entre las
moléculas que vaporizan y las que condensan; llegando al equilibrio termodinámico líquidovapor.
Como al inicio del proceso, el recipiente contiene aire y posteriormente cuando vaporiza el
líquido también contendrá vapor; cada una de estas moléculas ejercerá una presión parcial
sobre las paredes de recipiente y en su conjunto una presión total.
Presión parcial es la presión que ejerce cada gas o vapor sobre las paredes del recipiente.
La presión total del sistema según Dalton se obtiene como la suma de las presiones parciales
de los gases o vapores que forman la mezcla; es decir.
Pt = PA + PB * PC
Donde A, B y C son los componentes gaseosos o vapores del sistema.
Pt: presión total.
Por otra parte y de acuerdo con el criterio de Dalton, La fracción molar de un componente de
una mezcla gaseosa, se determina mediante la relación entre la presión parcial y la presión
total:
yA = PA/Pt; donde.
PA: presión parcial.
Pt; presión total.
yA: fracción molar.
EXPLICACIÓN.
Al inicio del proceso el matraz solo contiene aire por consiguiente su presión interna
corresponde a la presión barométrica, posteriormente cuando el aire se satura de vapor el
manómetro registra una presión que corresponde a la presión de vapor del líquido, por lo tanto
la presión total se obtiene al sumar la presión atmosférica y la presión de vapor del líquido.
La fracción molar del vapor se obtiene de la relación entre la presión manométrica entre la
presión total del sistema.
SUGERENCIAS.
Se sugiere para estudiar los conceptos presión parcial, presión total, presión de vapor, fracción
molar, equilibrio de fases líquido-vapor, saturación del aire, ley de Raoult, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Garritz A. , Chamizo J. A. (1994), Química, Estados Unidos de América: Addison- Wesley
Iberoamérica; pags. 187-189.
Levine Ira N. (2004), Fisicoquímica, Volumen 1 5° edición, España: Mc Graw –Hill, pags. 19,
324, 352.
EXPERIMENTO NO. 7 ¿ES POSIBLE HERVIR UN LÍQUIDO EN UNA JERINGA?
PROPÓSITO: identifique que es posible el cambio de estado de líquido a vapor,
temperatura constante, por reducción de la presión de un sistema cerrado.
a
COMPETENCIAS:

Identifique que la ebullición es un fenómeno que se puede presentar a temperatura
constante reduciendo la presión.

Valore a la presión de vapor, como el potencial que hace que un líquido forme vapores
a cualquier temperatura.

Analice que la reducción de la presión de oposición facilita el cambio de de líquido al
estado vapor y disminuye la temperatura de ebullición de los líquidos.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES
2 Jeringas desechables de 5 ml.
2 Gomas de borrar chicas.
1 Vaso de precipitado de 100 ml.
1 Termómetro -20 a 110 º C.
1 Agitador de vidrio.
SUSTANCIAS.
Agua.
Etanol 96 ° G. L. 50 ml
Colorante vegetal 20 grs.
PROCEDIMIENTO.
Prepare disoluciones de agua destilada y etanol con colorante vegetal como soluto. Mida con
la jeringa desechable 2 ml de cada disolución. Elimine el aire de la jeringa con la disolución.
Incruste la aguja en la goma de borrar. Expansione el émbolo de la jeringa y observe qué
ocurre al líquido. Repita la experiencia con la otra disolución y anote sus observaciones.
Compare sus observaciones y saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.




Cuide no pincharse el dedo con la aguja.
Elimine el aire del interior de la jeringa.
Use una goma de borrar nueva que garantice el sello hermético.
Emplee jeringa nueva de 5 ml.
CUESTIONARIO.
1. ¿Por qué razón se añade el colorante al disolvente?
2. ¿Para qué se incrusta la aguja de la jeringa en el borrador? ¿Qué tipo de sistema
termodinámico se forma?
3. ¿Cuál es la razón por la que se expansiona el émbolo de la jeringa? ¿Qué pasa con su
presión interna?
4. Qué cambios se observan en las disoluciones cuando se expande el émbolo de la
jeringa. Explique por qué ocurren.
5. Indique qué propiedades termodinámicas, temperatura, presión o volumen, se
modifican o permanecen constante al expansionar el émbolo de la jeringa. Explique su
respuesta.
6. Explique el concepto de presión de vapor y la diferencia con presión de oposición.
7. Mida las temperaturas de las mezclas y explique por qué se observa el fenómeno de
ebullición a dicha temperatura.
TEORÍA.
Una de las formas comunes para hervir el agua a presión constante, es incrementar su
temperatura; porque esto aumenta la energía cinética molecular que aumenta la tendencia que
tienen los líquidos para pasar al estado de vapor.
El potencial químico que permite a un líquido vaporizar a cualquier temperatura, recibe el
nombre de presión de vapor.
La presión de vapor se define como aquella que ejercen los vapores de un líquido en un
recipiente parcialmente lleno, cuando el sistema alcanza el equilibrio termodinámico líquidovapor.
La volatilidad de un líquido se establece de acuerdo a su presión de vapor; los líquidos más
volátiles son aquellos que tienen una mayor presión de vapor y o viceversa.
Otra manera de hervir un líquido manteniendo la temperatura constante se logra reduciendo la
presión de oposición. Esto sucede porque al disminuir la presión de resistencia o de oposición
(comúnmente la atmosférica), la presión de vapor del líquido es suficiente para producir el
cambio a vapor; dando origen a un fenómeno llamado ebullición. La ebullición se produce por
la diferencia de densidades que existen entre la burbuja de vapor y el líquido.
EXPLICACIÓN.
Al reducir la presión interna del recipiente que contiene el líquido disminuye la fuerza de
resistencia y favorecemos el caos molecular permitiendo al potencial químico del líquido
(presión de vapor) sea suficiente para que ocurra el cambio de líquido a vapor sin modificarse
la temperatura.
Aunque la presión del vapor del líquido se mantiene constante ya que la temperatura no varía;
al disminuir la presión de resistencia hacemos posible que se establezca el equilibrio
termodinámico líquido-vapor a baja temperatura al igualar la presión resistencia u oposición a
la presión de vapor del líquido, dando origen al fenómeno llamado ebullición.
SUGERENCIAS.
Este experimento se puede aplicar a los temas: presión de vapor, efecto de la presión sobre la
temperatura de ebullición, presión reducida, reversibilidad de los procesos y otras más.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins, P. W. y Clugston, J. (1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison, Wesley
Iberoamérica.
EXPERIMENTO NO. 8 ¿CÓMO SE PUEDE INFLAR UN GLOBO EN EL INTERIOR DE UN
MATRAZ?
PROPÓSITO: investigue las causas por las cuales no se puede llenar de aire un globo, sujeto
en la boca de un matraz y analice el concepto de reversibilidad de un proceso.
COMPETENCIAS:

Valore la influencia de la presión atmosférica en el comportamiento de un sistema
termodinámico.

Identifique la reversibilidad de un proceso termodinámico.

Analice el trabajo de expansión y de compresión de un sistema termodinámico.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES
1 Mechero de alcohol.
1Encendedor.
1 Matraz balón de fondo plano de 125 ml.
4 Globos pequeños no. 6.
1 Pinza para tubo de ensayo.
1 Probeta graduada de 100 ml c/ base de plástico.
SUSTANCIAS.
Agua.
Etanol 96 º G. L 50 ml.
PROCEDIMIENTO.
Mida con la probeta graduada entre 10 y 20 ml de agua destilada. Vierta el agua en el interior
del matraz balón. Caliente hasta ebullición con el mechero de alcohol, asegurándose que salga
suficiente vapor de agua del matraz. Retire el matraz del mechero de alcohol y coloque en la
boca del mismo un globo. Espere unos minutos, observe que pasa. Repita la experiencia varias
veces. Saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.




Cuide que el matraz no se caliente seco.
Tape muy bien el mechero de alcohol para evitar accidentes.
Coloque con cuidado el globo para que no quemarse o romperlo.
No debe permitirse que el globo se adhiera a las paredes del matraz caliente, puede
romperse.
CUESTIONARIO.
1. ¿Cuál es la finalidad de hervir agua en el matraz?
2. ¿Qué sustancia se introduce al inicio en el globo, cuando se coloca en la boca del
matraz?
3. ¿Qué sustancia se introduce dentro del globo, cuando se enfría el matraz?
4. Construya una tabla con los fenómenos que se presentan durante el desarrollo de toda
la experiencia. Explique brevemente por qué ocurren.
5. Explica los conceptos de trabajo de expansión y de compresión y cita en que momento
del evento se presenta cada uno de ellos.
6. Explica los conceptos de reversibilidad e irreversibilidad de un proceso. Indique en que
momento del experimento se presentan.
TEORÍA.
Cuando se calienta agua a presión atmosférica, eleva su temperatura, lo que produce aumento
en la presión del vapor del líquido, si se continúa con el calentamiento el agua llegará hasta la
ebullición, fenómeno observado cuando la presión de vapor del líquido a esa temperatura se
iguala a la presión atmosférica o de oposición. Al establecerse el equilibrio termodinámico
líquido-vapor se produce gran cantidad de vapor de agua. Si el vapor de agua (estado con alta
entropía) se enfría, se condensa, reduciéndose sustancialmente su volumen al cambiar de
estado de agregación, por la pérdida de entalpía de vaporización esto hará que disminuya la
presión interior del recipiente, si se mantiene cerrado.
Trabajo de expansión. Cuando el sistema desplaza su frontera hacia el entorno trayendo como
consecuencia un aumento de volumen del sistema.
Trabajo de compresión. El trabajo de compresión se logra cuando las fronteras del sistema por
alguna razón se desplazan hacia el interior del sistema. Esto trae como consecuencia una
reducción en el volumen del sistema.
Reversibilidad de un proceso. Cuando un sistema termodinámico evoluciona de su condición
inicial a otra de manera diferencial, es posible que al modificarse las propiedades
termodinámicas, también de manera diferencial el sistema pueda retornar a su condición inicial,
logrando que el proceso sea reversible.
Un proceso es irreversible cuando los cambio en el sistema fueron tan drásticos que ya no
puede retornar a su condición original.
El cambio de estado del agua líquida a vapor aumenta el contenido entrópico en el sistema y
favorece los procesos de expansión.
EXPLICACIÓN.
Cuando se coloca el globo en la boca de un matraz, es sumamente difícil inflarlo en el interior
del mismo, por la resistencia que ofrece el aire atrapado en el interior de éste, propiedad
conocida como impenetrabilidad.
Al calentar agua en el matraz, el vapor formado durante la ebullición desplaza al aire. Si se
retira el matraz del fuego y se coloca un globo en la boca de éste, el vapor que continúa
generándose llena parcialmente el globo, desarrollando un proceso de expansión. Sin embargo
al enfriarse el matraz el vapor se condensa reduciendo considerablemente la presión del
recipiente por debajo de la atmosférica. Esto hace que el aire atmosférico con una mayor
presión se introduzca en el globo permitiendo inflarse en el interior del matraz, llevando a cabo
un proceso de compresión.
Si se quiere hacer reversible el proceso habrá que calentar cuidadosamente el matraz para
producir vapor, que aumente la presión interna del recipiente por arriba de la presión
atmosférica del lugar donde se realiza la experiencia.
SUGERENCIAS.
Puede emplearse este experimento para los temas: presión atmosférica, trabajo presiónvolumen (expansión o compresión), sistema cerrado, proceso reversible e irreversible,
entropía, cambios de estado, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Atknis, P. W. y Clugston, M. J. (1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison-Wesley
Iberoamérica.
EXPERIMENTO NO. 9 ¿CÓMO SE PUEDE HACER EVIDENTE QUE EL CONTENIDO
ENTRÓPICO DEL VAPOR DE AGUA ES MAYOR QUE EL DEL AGUA LÍQUIDA?
PROPÓSITO: Identifique que el vapor de agua tiene mayor contenido entrópico que el agua
líquida.
COMPETENCIAS:

Valore la influencia de la temperatura en el contenido entrópico de un sistema
termodinámico.

Identifique que un vapor de agua tiene mayor contenido entrópico que el agua líquida.

Analice que un cambio de estado reduce o aumenta sustancialmente el volumen de un
recipiente de paredes flexibles.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
2 Latas de aluminio (refresco, lo lleva el alumno).
1 Mechero de alcohol.
1 Encendedor.
1 Asa de alambre de cobre c/aislante.
1 Jeringa desechable de 10 ml.
1 Rollo de cinta adhesiva (masking tape).
SUSTANCIAS.
Agua.
Etanol 96 ° G. L 100 ml.
PROCEDIMIENTO.
Perfore con un clavo pequeño la parte lateral superior de dos latas de aluminio. Extraiga con
una jeringa el contenido de cada lata. Lave con agua los dos recipientes, séquelos por
calentamiento y déjelos enfriar a la temperatura (ambiente un día anterior a la práctica).
Agregue a una de las latas aproximadamente cinco mililitros de agua. Prepare dos mecheros
de alcohol y caliente simultáneamente ambas latas hasta que salga vapor durante varios
segundos en una de ellas. Retire las latas del mechero y tápelas con cinta adhesiva. Observe
qué ocurre en cada bote. Evite que se rompan los botes volviéndolos a calentar. Observe qué
les ocurre y retírelos del mechero, espere a que se enfríen y anote sus observaciones. Repita
la experiencia. Saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.




Utilice asas de alambre de cobre con aislante, para no quemarse al calentar las latas.
Coloque cuidadosamente la cinta adhesiva, para no quemarse con el vapor que sale
por el orificio.
Cuide que no se rompan la lata, volviendo a calentarla oportunamente.
Maneje con cuidado el alcohol al preparar y usar el mechero, es un material
combustible.
CUESTIONARIO.
1. Indique que sustancias contienen cada una de las latas, antes y después del
calentamiento.
2. Explique qué le sucede al líquido contenido en una de las latas cuando se calienta.
3. ¿Qué sustancias quedarán en el interior de la lata, cuando ha transcurrido suficiente
tiempo desde que empezó a salir vapor por el orificio?
4. ¿Qué diferencias existen en los procesos que ocurren en ambas latas?
5. Explique por qué ocurren diferencias, entre los fenómenos observados en ambas latas.
6. Qué es la entropía. ¿Cómo podrías diferenciar el contenido entrópico de ambas latas?
7. Explique quién tiene mayor contenido entrópico un líquido o un vapor.
TEORÍA.
Para describir fenómenos que ocurren en el mundo físico se requieren de al menos de dos
propiedades termodinámicas, energía y entropía. La energía da sentido de permanencia a la
naturaleza y la entropía explica la evolución constante de ésta. La energía es la responsable de
los cambios que ocurren en el universo.
La entropía es una propiedad termodinámica que mide el grado de aleatoriedad de las
moléculas dentro de un sistema y como tal, indica la efectividad del uso de la energía; por
ejemplo en un gas o en un vapor las moléculas se mueven al azar, por lo tanto no podemos
transformar toda su energía cinética molecular, en los álabes de una turbina, en trabajo útil;
para ello sería necesario, que todas las moléculas se movieran de manera ordenada en un sólo
sentido, para que de esta forma se convirtieran en trabajo.
Por otro lado la experiencia nos indica, que cuando un colorante sólido con moléculas
ordenadas, se pone en contacto con agua, este se difunde espontáneamente por disgregación
de sus moléculas y al cabo de cierto tiempo, el sistema estará totalmente uniforme.
Esta experiencia cotidiana se puede generalizar, tomando en cuenta este punto de vista, en
uno de los enunciados de la segunda ley de la termodinámica "Los sistemas aislados, al
evolucionar espontáneamente tienden siempre a desordenarse, nunca a ordenarse".
Por otra parte los sistemas termodinámicos tienen un comportamiento similar al de un conjunto
de dados, cada molécula de gas a consecuencia del choque con todas las demás, puede
adquirir valores de velocidad o de posición, pero la probabilidad de ciertas situaciones medias
es mucho más alta que las demás; por lo tanto cuando los sistemas pueden evolucionar
tienden a adquirir el estado de máxima probabilidad termodinámica. Desde este enfoque el
segundo principio puede enunciarse: " En un sistema aislado la entropía aumenta siempre,
hasta llegar a su valor máximo, en cuyo momento cesa la evolución “.
Se ha encontrado que el ordenamiento molecular de un líquido, es mayor que la de un gas; por
analogía, la entropía de un vapor será muchas veces mayor que la entropía de esa misma
sustancia en estado líquido, manteniendo las mismas condiciones de temperatura y presión.
EXPLICACIÓN.
Cuando se vaporiza un líquido la entropía de éste aumenta notablemente de tal manera que
tenderá a desplazar el aire contenido en el interior de la lata, si el tiempo de espera es
suficiente el vapor desplazará el aire del recipiente; a presión constante, puesto que el
sistema es abierto; sin embargo, cuando se tapa el orificio con la cinta adhesiva y el bote se
retira del mechero, el sistema se convierte en cerrado. Como las paredes de la lata son de
aluminio se enfría rápidamente, lo cual hace que el vapor condense reduciéndose
drásticamente la presión interna del recipiente y como las paredes son muy frágiles, la presión
atmosférica las comprime, apachurrando el bote, esto sucede porque el desorden molecular del
vapor es mayor que el del líquido y por consecuencia su entropía se incrementa. Este
fenómeno observado no será tan notorio en el bote que contiene solamente aire; aunque la
entropía del aire aumenta con la temperatura, la diferencia entrópica es menos notoria, dado
que no existe el cambio de estado de líquido a vapor que limita la variación de presión, porque
el cambio de entropía en un gas es inferior al que produce el cambio de estado de líquido a
vapor.
SUGERENCIAS.
Se sugiere para los temas: cambios de estado, entropía, reversibilidad e irreversibilidad de los
procesos, trabajo de compresión, presión atmosférica, sistemas termodinámicos, abiertos y
cerrados, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Balzhiser R. E y col. (1984), Termodinámica Química para Ingenieros, México: Prentice-Hall,
pag. 6-7.
González Ibeas J. (1975), Introducción a la Física y Biofísica, Alhambra: España pag. 145-149.
EXPERIMENTO NO. 10 CONSTANTE CALORIMÉTRICA.
PROPÓSITO: que el alumno construya un calorímetro y determine su constante calorimétrica.
COMPETENCIAS:

Construya un calorímetro de paredes adiabáticas.

Aplique la ley cero de la termodinámica para la calibración de un calorímetro.

Desarrolle balance entálpico en un sistema abierto de paredes adiabáticas.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
250 grs. de estopa.
1 Bote de hojalata vacío (500 g aprox.).
1 Frasco de vidrio con tapa de plástico de 100 ml.
2 Barras de plastilina.
1 Termómetro de –20 a 110 °C.
1 Mechero de alcohol.
1 Pinza para tubo de ensayo.
1 Tubo de ensayo de 16 x 150 mm.
1 Probeta graduada c/ base de plástico de 100 ml.
1 Vaso de precipitado de 100 ml.
1 Encendedor.
1 Agitador de vidrio.
Papel aluminio 20 x 20 cm.
1 Bolsita de pañuelos faciales.
SUSTANCIA.
Agua.
PROCEDIMIENTO.
Perfore con un taladro dos orificios en la tapa del frasco de vidrio, con diámetros iguales al
termómetro y agitador. Forre con el papel aluminio el frasco cuidando que la parte brillante del
papel quede hacia el interior del frasco. Llene el bote de hojalata con estopa de manera que se
aísle al frasco de vidrio. Coloque en el interior del bote el frasco que se forró con el papel
aluminio. Coloque la plastilina en la parte superior de la estopa de manera que no se moje si se
trabaja con agua. Calibre el calorímetro mezclando cantidades iguales de agua a temperatura
ambiente y agua a 60° C. desarrolle el balance entálpico y determine la constante calorimétrica.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.

Cuide que los orificios sean del diámetro del termómetro y agitador.

Fije bien la plastilina a la lata y al frasco para evitar filtraciones de líquidos hacia la
estopa.

Mida la temperatura del agua fría en el interior del calorímetro.

Vierta lo más rápido posible el agua caliente al calorímetro para minimizar pérdidas de
calor al ambiente.

Trabaje con cuidado cuando caliente el agua con el mechero de alcohol.
CUESTIONARIO.
1. Explique qué es un calorímetro. ¿Cómo debe ser construido para que cumpla con eficacia
su función?
2. ¿Qué propiedades físicas debe tener el material aislante, para ser seleccionado como tal?
3. ¿Qué se entiende por constante calorimétrica?. Determine su valor en este experimento.
4. ¿Por qué es importante conocer la constante de un calorímetro?.
5. ¿Qué leyes de la termodinámica son necesarias utilizar para desarrollar el modelo que
permita el cálculo de la constante calorimétrica?
6. Desarrolle el balance entálpico y obtenga el modelo que permite calcular el valor de la
constante del calorímetro. ¿Qué consideraciones deben ser tomadas para tal fin?
TEORÍA.
Se puede construir un calorímetro empleando un frasco pequeño de cristal con tapa de plástico
y una lata de leche o equivalente de tamaño mediana, el primero para usarlo como recipiente
calorimétrico y la segunda como protección y soporte del material aislante, el diseño debe
evitar las pérdidas de calor e introducción de humedad por la parte superior de la lata.
Un calorímetro es un instrumento mediante el cual se pueden evaluar propiedades
termodinámicas tales como: calor específico a presión constante, calor de fusión, calores de
mezcla y calores de reacción.
La calibración del calorímetro se efectúa, mezclando cantidades conocidas de agua caliente y
fría, la estimación de la constante calorimétrica se logra mediante un balance energético,
aplicando la ley cero de la termodinámica.
Si la pared del calorímetro es adiabática debe cumplirse:
∆H = 0 …………………………………………………….. (1)
Balance entálpico en el calorímetro:
Calor cedido por el + calor ganado por + calor ganado por = 0
agua caliente
el agua fría
el calorímetro
m2 Cp2(Te –T2) + m1Cp1(Te –T1) + K(Te – T1) = 0 ………..
(2)
Si se despeja la constante calorimétrica K de la ecuación (2 ) se llega a:
K=
m2Cp2(T2−Te)
Te−T1
- m1Cp1 ………………………………………..(3)
Donde;
m: masa.
Cp: calor específico a presión constante.
T: temperatura absoluta.
K: constante calorimétrica.
1: frio.
2: caliente.
e: equilibrio.
EXPLICACIÓN.
Cuando se mezclan sistemas a diferentes temperatura en un recipiente de pared adiabática, de
acuerdo con la ley cero de la termodinámica después de cierto tiempo alcanzaran el equilibrio
térmico; sin embargo el cambio entálpico será igual a cero. Una ves que se alcanza la
temperatura de equilibrio, podrá desarrollarse un balance entálpico que permita evaluar la
constante del calorímetro; que constituye su capacidad calorífica; es decir, será el indicador de
la cantidad de calor que cede o gana el sistema construido por cada grado que varíe su
temperatura.
Una vez calibrado el calorímetro podrá ser utilizado para determinar otras propiedades
termodinámicas tales como: calores específicos, calores de fusión, calores de mezclado,
calores de reacción, entre otras.
SUGERENCIAS.
Se sugiere para los temas: ley cero de la termodinámica, calores específicos a presión
constante, calores de fusión, balances entálpico, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins P. W. y Clugston M. J. (1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison-Wesley
Iberoamericana, pags. 150-151.
Atkins Peter; de Paula Julio (2008), Química Física, China: Editorial Médica Panamericana,
pags. 38, 39.
Hess G. G. y Kask U. (1975), Química general Experimental, México: CECSA, pags. 83-85.
EXPERIMENTO NO. 11 CALOR ESPECÍFICO DE UN SÓLIDO.
PROPÓSITO: evaluar experimentalmente el calor específico de un material sólido.
COMPETENCIAS:

Describa la trayectoria del proceso de mezclado de materiales a diferentes
temperaturas, en un calorímetro de paredes adiabáticas.

Desarrolle balance entálpico en un sistema abierto de paredes adiabáticas y determine
el calor específico de un material sólido.

Identifique la importancia de conocer el valor del calor específico de un material sólido,
en los balances de materia y energía de un proceso agroindustrial.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
1 Calorímetro calibrado.
2 Termómetro –20 a 110 º C.
1 Probeta graduada c/ base de vidrio 100 ml.
1 Dinamómetro 0 100 grs.
1 Mechero de alcohol.
20 Balines de acero.
1 Tubo de ensayo de 16x 150 mm.
1 Vaso de precipitado de 100 ml.
1 Pinza para tubo de ensayo.
Tabla de propiedades termodinámicas (alumno).
Calculadora científica (alumno).
SUSTANCIAS.
Agua.
Alcohol etílico de 96 ° G. L 100 ml.
PROCEDIMIENTO.
Limpie 20 balines y determine su masa con el dinamómetro o multiplicando el número de
balines por la masa de un balín (masa = 0.39 grs aprox.). Mida la temperatura de los balines
(T1). Mida la temperatura interna del calorímetro (T 1). Caliente agua en el matraz balón, con el
mechero de alcohol hasta que alcance una temperatura entre 65 °C y 70 °C. Vierta el agua
caliente en la probeta mida 50 ml y su temperatura (T 2´). Vierta el agua en el calorímetro mida
su temperatura inmediatamente (T2). Deposite los balines en el interior del calorímetro. Espere
unos minutos a que se estabilice la temperatura y mida la temperatura de equilibrio (Te).
Investigue en la tabla de propiedades termodinámicas la densidad del agua a la temperatura
(T2´) y calor específico del agua a la temperatura T 2. Desarrolle un balance entálpico y
determine a partir de esto, el calor específico del material sólido. Repita la experiencia cinco
veces. Construya tabla de resultados y saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.

Sincronice sus movimientos en el momento de vaciar el agua caliente en el calorímetro,
para minimizar las pérdidas de calor al entorno.

Lave el calorímetro con agua fría para que se restablezca la temperatura ambiente.

Maneje con precaución el mechero de alcohol para evitar incendios.

Trabaje con cuidado cuando caliente el agua con el mechero de alcohol para evitar
quemarse con las proyecciones de agua caliente.

Determine la masa del agua caliente con la temperatura del agua caliente contenida en
la probeta (T2), antes de vaciarla al calorímetro.

La manera de adicionar el agua caliente al calorímetro debe ser la misma que se utilizó
en su calibración, para reducir los errores sistemáticos.
CUESTIONARIO.
1. Describa la trayectoria del proceso de mezclado que permite calcular el calor específico
del material sólido.
2. ¿Cuáles son las unidades del el calor específico de un material en el Sistema
Internacional?
3. ¿Qué es el calor específico de un material?, cuál es su importancia en procesos
agroindustriales.
4. ¿Cómo afecta la variación de la temperatura al calor específico de un material?
5. Explique la diferencia entre calor específico y calor específico promedio.
6. Desarrolle el modelo que permite calcular el calor específico del material sólido.
7. ¿Qué nombre se la da al calor específico obtenido mediante este método?. Explique
por qué.
TEORÍA.
Cuando se trabaja en un calorímetro abierto de paredes adiabática, el balance energético de
desarrolla en función de una propiedad termodinámica denominada entalpía, puesto que el
proceso ocurre a presión constante.
La entalpía (H) es una propiedad termodinámica que implica una relación de propiedades
termodinámicas energía interna (U), presión (P) y volumen (V).
H = U + PV ……………………………….
(10.1)
Se puede definir a la entalpía como la cantidad de calor que cede o gana un sistema
termodinámico, en procesos a presión constante.
La experiencia indica que dos materiales distintos elevan o disminuye su temperatura de
diferente manera. A esta forma diferente que tienen los materiales de comportarse con los
cambios de temperatura, se le denomina capacidad calorífica.
Capacidad específico a presión constante (CP). Se le define como la variación de la entalpía
con respecto a la temperatura en procesos a presión constante. Matemáticamente se
representa de la manera siguiente.
CP
dH
=
( )p
dT
Se puede obtener el calor específico de un sólido, utilizando un calorímetro calibrado. Si se
conocen: la masa del agua y la del sólido utilizado, las temperaturas del agua caliente, del
sólido frío, la temperatura de equilibrio del sistema, el calor específico del agua y la constante
del calorímetro, se desarrolla el balance entálpico del sistema, para calcular el calor específico
del sólido.
Balance entálpico. Si el calorímetro es de pared adiabática; debe cumplirse:
∆H = 0
Calor cedido por el + calor ganado por el sólido +
calor ganado por = 0
agua caliente
calorímetro y accesorios
m2cP2 (Te – T2) + m1CP1 (Te – T1) + K (Te – T1) = 0; donde:
1: sólido en condición inicial.
2: agua caliente.
e: equilibrio.
Cp: calor específico.
m: masa.
T: temperatura absoluta.
K: constante calorimétrica.
De allí se despeja el calor específico del sólido (Cp1).
EXPLICACIÓN.
Se puede evaluar el calor específico promedio de un material solido, al mezclar agua caliente
con un sólido a temperatura ambiente, en el interior de un calorímetro de pared adiabática
previamente calibrado. Como es sistema se mantiene con paredes adiabáticas la suma de los
cambios de entalpía de cada material dentro del sistema, será igual a cero. Si se despeja el
calor específico del material sólido del balance entálpico se encuentra el modelo para poder
evaluarlo.
SUGERENCIAS.
Se puede usar para determinar el calor específico de un material líquido, procesos de
mezclado en condiciones adiabáticas, sistemas avientos de pared adiabática, entre otras.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins Peter; de Paula Julio (2008), Química Física, China: Editorial Médica Panamericana,
pags. 40 - 45.
Daish C. B. y Fender D.H. (1964), Física Experimental, México: UTEHA, pag. 101.
EXPERIMENTO NO. 12 CALOR LATENTE DE FUSIÓN DEL HIELO.
PROPÓSITO: que el alumno determine experimentalmente el calor latente de fusión del hielo.
COMPETENCIAS:

Describa la trayectoria del proceso de fusión del hielo en el interior de un calorímetro
de pared adiabática.

Desarrolle balance entálpico en un sistema abierto de pared adiabática y para calcule
el calor de fusión del hielo.

Valore la importancia de conocer la entalpía de fusión del hielo en balances de materia
y energía de procesos agroindustriales.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
3 Vasos de unicel 250 ml.
1 Termómetro de –20 -110 º C.
1 Mechero de alcohol.
1 Pinza para tubo de ensayo.
1 Tubo de ensayo de 16 X 150 mm
1 Probeta graduada c/ base de vidrio de 100 ml.
1 Dinamómetro de 0 a 100 grs.
1 Encendedor.
1 Agitador de vidrio.
Tabla de propiedades termodinámicas del agua (alumno).
SUSTANCIAS.
Hielo.
Agua.
PROCEDIMIENTO.
Construya un calorímetro de pared adiabática, con los tres vasos de unicel. Caliente el agua
purificada hasta una temperatura entre 65 ° C y 70 ° C. Vaciar el contenido en la probeta. Mida
20 ml de agua caliente y su temperatura. Registre su valor. Vacíe el contenido en el
calorímetro. Mida de nuevo su temperatura, cuando se estabilice registre su valor (T 2). Tome
un trozo de hielo macizo y seco y colocarlo en el interior del calorímetro. Agitar suavemente el
contenido y cuando se estabilice la temperatura registre su valor (Te). Mida el volumen de la
mezcla total. Estime las densidades del agua caliente y de la mezcla total y calcular las masas
de cada una de ellas. Determinar la masa del hielo. Desarrolle un balance entálpico y estime el
valor del calor de fusión del hielo. Repita la experiencia cinco veces. Saque el valor promedio y
sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.

Mida de manera adecuada la temperatura del agua caliente en la probeta y determine
con ella la masa del agua caliente.

El trozo de hielo debe ser proporcional al volumen de agua caliente.

Verifique que no quede hielo sin fusionar.

Debe asegurarse que el hielo coloque en el calorímetro limpio, seco y a temperatura
inicial constante.
CUESTIONARIO.
1. Explique esquemáticamente cómo se da el flujo de energía, cuando se mezcla el hielo con
el agua caliente en el interior de un calorímetro aislado.
2. ¿Qué necesita el hielo para cambiar su estado de agregación de sólido a líquido, a
temperatura constante?.
3. Explique el concepto de calor latente de fusión del hielo.
4. Describa de manera gráfica la trayectoria del proceso observado.
5. ¿Qué consideraciones termodinámicas se necesitan para realizar el balance energético,
que permita calcular el calor latente de fusión del hielo?.
6. Desarrolle el balance energético y deduzca el modelo matemático para obtener el valor del
calor latente de fusión del hielo. Determine su valor en este experimento y compárelo con
el valor reportado en tablas termodinámicas.
7. ¿Por qué es importante conocer el calor latente de fusión del hielo en ingeniería?
TEORÍA.
Todo material sólido requiere de energía para cambiar al estado líquido, la cantidad de calor
que requiere un sólido para cambiar al estado de agregación líquido a la temperatura de fusión,
se le conoce con el nombre de calor de fusión o entalpía de fusión.
Cuando se mezcla hielo con agua caliente en el interior de un calorímetro de pared adiabática,
puede desarrollarse un balance entálpico para poder calcular el calor de fusión del hielo.
Balance entálpico.
Calor cedido por + calor ganado por
+ calor ganado por el agua
= 0
el agua caliente el hielo para fundirse
fría para elevar su temperatura.
m2CP2 (Te - T2) + m1HF + m1CP1 (T2 - Te) = 0.
De donde se puede despejar el calor de fusión del hielo.
Donde;
1: frío.
2: caliente.
e: equilibrio.
HF: entalpía de fusión del hielo.
m: masa.
CP: calor específico.
El balance entálpico se procede de esta manera porque se parte del supuesto, que el
poliestireno material con que se fabrica el vaso de unicel no absorbe calor; Por lo tanto q=0, W
= 0.
EXPLICACIÓN.
Los vasos térmicos de unicel se elaboran de poliestireno, material de carbono, con excelentes
propiedades aislantes; de tal manera, cuando hacemos mezclados con tiempo de residencia
breves se comportan con un sistema termodinámico de paredes adiabáticas.
Por tal motivo cuando se realizan mezclados en su interior solamente habrá una distribución de
energías internas entre los materiales que están en el interior del calorímetro.
Si el sistema se opera a presión constante, se pueden desarrollar un balance entálpico entre
los componentes sistema y a partir de allí calcular la entalpía de fusión del hielo, sin introducir
errores apreciables.
SUGERENCIAS.
Se puede emplear para: el análisis de trayectorias de procesos con cambio de estado,
determinar calores específicos promedios de líquidos tomando como referencia el calor de
fusión normal del hielo, para generar información real para el desarrollo de balance entálpico,
en sistemas de paredes adiabáticas a presión constante, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins Peter; de Paula Julio (2008), Química Física, China: Editorial Médica Panamericana,
pags. 49 - 51.
Daish C. B. y Fender D. H., (1964), Física Experimental, México: UTEHA, pags. 104 - 105.
EXPERIMENTO NO. 13 RELACIÓN DE CALORES ESPECÍFICOS Cp/Cv DEL AIRE.
PROPÓSITO: que el alumno construya un aparato similar al de Clement y Desormes y
determine la relación de los calores específicos del aire.
COMPETENCIAS:

Describa la trayectoria del proceso de expansión adiabática del aire comprimido.

Identifique la expansión adiabática de una masa de aire comprimido a baja presión.

Valore la relación de las capacidades caloríficas del aire, a presión constante y
volumen constante (
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
1 Matraz balón de fondo plano 125 ml.
1 Manómetro en “U” c/ tapón de hule no. 4.
2 Hojas de papel milimétrico.
1Termómetro –20 a 110 º C.
1 Jeringa desechable de 20 ml.
SUSTANCIAS.
Aire seco.
Mercurio 10 ml.
PROCEDIMIENTO.
Limpie de humedad el matraz balón y coloque en su interior una porción de cloruro de calcio
anhidro. Tape el matraz con el tapón de hule con el manómetro acoplado. Cierre el sistema con
la jeringa desechable llena de aire. Espere unos minutos. Inyecte aire al sistema. Cuide que la
presión del recipiente no desplace el émbolo de la jeringa. Mida la presión manométrica P i.
Expanda la jeringa hasta 15 ml. Mida inmediatamente la presión manométrica del recipiente
(Pt). Espere unos minutos y mida la temperatura cuando alcance la temperatura ambiente (Pf).
Sustituya los datos en la ecuación de Desormes y estime el valor de 𝛾. Repita la experiencia
con otros datos de presión. Construya tabla de resultados y saque conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.

Cuide que el sistema se mantenga hermético.

Asegure bien el émbolo de la jeringa para evitar que la presión interior del matraz lo
desplace.

Cuide que no se modifique el volumen de la jeringa después de la expansión.
CUESTIONARIO.
1. Describa gráficamente la trayectoria del proceso observado.
2. ¿Cuál es la diferencia entre calor específico a volumen constante y calor específico a
presión constante?
3. ¿Por qué es importante en el cálculo de propiedades termodinámicas, conocer los calores
específicos a volumen constante y a presión constante del aire seco?
4. Explique qué tipo de sistema y qué tipos de procesos están presentes en
esta
experiencia.
5. ¿Qué importancia tiene conocer la relación Cp/Cv ()? ¿Cuál es el valor obtenido en
esta experiencia?. Compáralo con el valor que aparece en tablas termodinámicas.
6. Cuáles son los conceptos de expansión y compresión adiabática.
7. Si se toma como sustento, que a presiones de trabajo cercanas a la atmosférica, el aire
tiene comportamiento ideal. Determine qué relación existe entre el calor específico a
presión constante, el calor específico a volumen constante y la constante universal de
los gases.
TEORÍA.
Todo sistema gaseoso a presiones cercanas a la atmosférica tiene comportamiento ideal y
cumple con el modelo de la ecuación ideal: PV = nRT.
En todo proceso adiabático no se intercambia calor ni trabajo entre el sistema y su entorno.
Cuando el aire seco que se encuentra a una presión ligeramente mayor que la atmosférica se
le reduce súbitamente la presión, ocurre una expansión adiabática.
Expansión adiabática ocurre cuando el sistema aumenta su volumen sin intercambiar trabajo o
calor con su entorno, lo que ocasiona una disminución de la temperatura del sistema.
Cp
La relación de las capacidades caloríficas a presión constante y volumen constante,  = , se
Cv
puede determinar experimentalmente expandiendo un gas adiabáticamente, para después
dejarlo calentar hasta la temperatura ambiente. Se necesita conocer la presión inicial, Pi, la
presión después de la expansión adiabática, Pt, y la presión alcanzada una vez que el gas
llega a la temperatura ambiente, Pf. De los dos procesos efectuados, expansión adiabática y
compresión isotérmica, se deduce que:
Pi/Pt = (Pi/Pf).
Donde:
Cp
: Relación de calores específicos ( )
Cv
Las presiones consideradas se toman como absolutas.
La relación  ( Cp/Cv) se despeja de la ecuación anterior.

Pi
Pt
Pi
ln⁡( )
Pf
ln⁡( )
EXPLICACIÓN.
Cuando se expansiona un gas de manera adiabática reversible el trabajo efectuado es dw = pdv y el cambio de energías interna esta dado por, dU = CvdT y si el proceso es adiabático dq =
0; pueden establecerse relaciones termodinámicas que nos permitan valor la relación que
existe entre Cp y Cv; simbolizada como 
SUGERENCIAS.
Puede utilizarse para analizar los temas, compresión y expansión adiabática, trabajo de
presión-volumen, relaciones entre calores específicos a presión y volumen constante, entre
otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins Peter; de Paula Julio (2008), Química Física, China: Editorial Médica Panamericana,
pags. 47, 48, 69.
Daish C. B. y Fender D. H., (1964), Física Experimental, México: UTEHA, pags. 104 - 105.
EXPERIMENTO NO. 14 CALOR INTEGRAL DE DISOLUCIÓN.
PROPÓSITO: determine experimentalmente el calor integral de disolución en proceso de
mezclado endotérmico o exotérmico.
COMPETENCIAS:

Identifique el mezclado exotérmico del endotérmico.

Desarrolle balance entálpico para procesos de mezclado en un sistema de pared
adiabática y deduzca su modelo matemático.

Valore el calor integral de disolución en proceso endotérmico o exotérmico.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
3 Vasos de unicel.
1 Termómetro de –20 a 110 ºC.
1 Vaso de precipitado de 100 ml.
1 Probeta graduada c/ base de vidrio de 100 ml.
1 Dinamómetro.
1 Cucharita de plástico.
SUSTANCIAS.
Etanol 96 ° G.L. 50 ml (exotérmica).
Acido bórico 20 grs. (endotérmica).
Agua.
PROCEDIMIENTO.
Construya un calorímetro de pared adiabática, con los tres vasos de unicel. Mida volúmenes
preestablecidos de etanol y agua, mida la temperatura y registre su valor como T 1. Mezcle el
etanol y el agua en el interior del calorímetro. Agite suavemente el contenido y cuando se
estabilice la temperatura registre su valor (T e). Determine la masa total de la mezcla como
suma de las masas de los componentes del sistema. Desarrolle un balance entálpico y estime
el valor del calor integral de disolución para la mezcla elaborada. Repita la experiencia. Estime
el valor promedio. Saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.

Mida de manera adecuada la temperatura del agua y del etanol.

Mantenga cubierto el sistema y con el termómetro colocado en el calorímetro.

Registre la temperatura máxima de mezclado como T e.

Sincronice su trabajo y no agite demasiado el sistema.
CUESTIONARIO
1.
Explique desde el punto de vista molecular qué ocurre a las moléculas del soluto cuando
se mezclan con el disolvente.
2. Explique el concepto de disolución.
3. Explique si existen diferencias entre calor diferencial de disolución y calor integral de
disolución.
4. ¿Cómo explica el aumento de temperatura del sistema, cuando se mezcla etanol y
agua en el interior de un calorímetro de paredes adiabáticas?
5. Describa gráficamente la trayectoria del proceso de mezclado adiabático.
6. Desarrolla el modelo que te permita obtener el valor del calor de disolución en un
proceso endotérmico o exotérmico. ¿Qué propiedades de las sustancias hay que
conocer? ¿Cuáles son los valores de los calores: integral y diferencial para esta
experiencia?.
7. Explica cuál es la diferencia entre un mezclado exotérmico y un mezclado endotérmico.
TEORÍA.
Se puede obtener el calor integral de disolución con un calorímetro calibrado, al mezclar masas
conocidas de soluto y disolvente a la misma temperatura inicial; si se mide la temperatura final,
una vez que se ha efectuado la dispersión total del soluto.
Los cambios de entalpia en procesos de mezclado pueden expresarse en términos de calor
diferencial de disolución y calor integral de disolución.
Calor diferencial de disolución. Es la cantidad de calor que se libera con respecto a la variación
del número de moles de soluto, manteniendo constante la temperatura, la presión y el número
de moles de disolvente.
Calor integral de disolución. Constituye la cantidad total de calor que se libera cuando
determinada cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente, en un calorímetro
de pared adiabática.
La mezcla se prepara en términos de concentración molal. Moles de soluto por kilogramos de
disolvente.
De tal manera si la mezcla se prepara con masas conocidas de soluto y disolvente y el
mezclado se realiza en un calorímetro de paredes adiabáticas, puede calcularse el calor
integral de disolución desarrollando un balance entálpico en el interior del sistema. Si el soluto
y el disolvente se alimentan a la misma temperatura.
Si: q =w = 0.
∆Hs = ms Cps (T2 – T1)
Donde:
∆Hs: calor integral de disolución.
Ms: masa de la mezcla.
Cps: calor específico promedio de la mezcla.
T1: temperatura inicial del sistema.
T2: temperatura final del sistema.
El calor específico promedio se puede buscar en manuales de propiedades termodinámicas de
mezclas; también se puede estimar suponiendo una mezcla ideal y aplicar el modelo.
Cps = ∑𝑐1 𝑋𝑖𝐶𝑝𝑖
Xi: fracción molar de cada componente.
Cpi: calor específico del componente puro.
La fracción molar (xi) se determina con la expresión:
𝑛𝑖
xi =
𝑛𝑡
ni: moles del componente puro.
nt: moles totales.
EXPLICACIÓN.
Cuando se mezclan cantidades conocidas de soluto y disolvente en un calorímetro de pared
adiabática alimentados al sistema a la misma temperatura, los cambios energéticos en su
interior corresponden única y exclusivamente al proceso de dispersión del soluto en el
disolvente, por lo tanto puede determinarse el calor integral de disolución desarrollando un
balance entálpico.
SUGERENCIAS.
Puede emplearse este método para calcular el calor diferencial de disolución, preparando
sistemas con diferente concentración de soluto y manteniendo constante el número de moles
de disolvente, también puede aplicarse para establecer diferencias entre mezclado exotérmico
y endotérmico.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins Peter; de Paula Julio (2008), Química Física, China: Editorial Médica Panamericana,
pags. 47, 48, 69.
Daish C. B. y Fender D. H., (1964), Física Experimental, México: UTEHA, pags. 104 - 105.
Levine Ira N. (1990) Fisicoquímica, México: Mc Graw Hill, pags. 144, 145.
Smith J. M., Van Ness H. C. ,Abbot M. M. (1997), Introducción a la Termodinámica en
Ingeniería Química, México: Mc Graw Hill., pags. 454, 455
EXPERIMENTO NO. 15 CALOR DE REACCIÓN.
PROPÓSITO: evalúe experimentalmente el calor necesario o liberado durante el desarrollo de
una reacción química.
COMPETENCIAS:

Identifique y elabore la trayectoria del proceso.

Desarrolle balance entálpico y deduzca el modelo para el cálculo del calor de reacción.

Diseñe experimentos para valorar calor de reacción en procesos a presión constante.
PRESENTACIÓN.
MATERIALES.
3 Vasos de unicel.
1 Termómetro de –20 a 110 º C.
1 Vaso de precipitado de100 ml.
1 Probeta graduada de 100 ml.
1 Cucharita de plástico.
1 Dinamómetro 0 a 100 grs.
SUSTANCIAS.
Disolución de hidróxido de sodio 1 M 50 ml.
Ácido muriático 50 ml.
Bicarbonato de sodio 20 grs.
Agua.
PROCEDIMIENTO.
Construya un calorímetro de pared adiabática, utilizando tres vasos de unicel. Mida 10 ml de
disolución de hidróxido de sodio 1 M, vierta la disolución en el calorímetro, mida su
temperatura. Registre su valor (T 1). Mida 10 ml de disolución de ácido clorhídrico 1 M, iguale la
temperatura del ácido a la del hidróxido de sodio en el calorímetro. Vacíe el ácido en el
calorímetro. Mezcle bien agitando suavemente el contenido y cuando se estabilice la
temperatura registre su valor (T e). Determine la masa total de la mezcla como la suma de las
masas de los componentes del sistema. Desarrolle un balance entálpico y estime el valor del
calor de reacción para el sistema preparado. Repita la experiencia tres veces. Obtenga el valor
promedio. Saque sus conclusiones.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.

Alimente al reactor los dos reactivos a la misma temperatura.

Mantenga cubierto el sistema, con el termómetro colocado en el calorímetro.

Cuide de no salpicar el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio son muy corrosivos.

No agite demasiado el sistema.
CUESTIONARIO.
1. Explique el concepto de espontaneidad desde el punto de vista de la energía libre de Gibbs
e indique si la reacción estudiada fue espontánea.
2. Construya una gráfica de la trayectoria del proceso.
3. Explique desde el punto de la teoría de enlace químico lo que tiene que ocurrir, para que
una reacción libere energía calorífica.
4. ¿Cómo se explica desde el punto de vista de la teoría del enlace químico, que en algunas
reacciones que se realizan en el interior de un calorímetro con pared adiabática, disminuye
o aumenta la temperatura del sistema?.
5. Explique el concepto de calor de reacción para un proceso exotérmico o endotérmico.
6. Desarrolle el modelo para calcular experimentalmente el calor de una reacción.
TEORÍA.
Calor de reacción es la diferencia que existe entre la entalpía de los productos y la entalpia de
los reactivos.
Se puede obtener el calor de una reacción, al colocar masas conocidas de sustancias
reactivas en el interior de un calorímetro calibrado; midiendo las temperaturas antes de la
reacción y al término de la misma.
Con los valores de las temperaturas de los reactivos, se buscan en tablas densidades y calores
específicos. Se determina la masa de la mezcla. Se desarrolla un balance entálpico, para
obtener el valor de la energía absorbida o liberada en el sistema en reacción.
Balance entálpico.
Si el calorímetro tiene pared adiabática y la mezcla acuosa es muy diluida puede suponerse sin
introducir un error muy apreciable, que el calor específico al término de la reacción corresponde
al del agua, a la temperatura en que ocurre la reacción. De manera que si:
q= w = o.
El calor de reacción es igual al cambio entálpico que ocurre en el sistema.
∆H = msCps(Te – T1); donde:
ms: masa de la disolución.
Cps: calor específico de la disolución (agua).
Te: temperatura de equilibrio.
T1: temperatura inicial.
EXPLICACIÓN.
Cuando el ácido clorhídrico reacciona con el hidróxido de sodio ocurre una reacción de
neutralización donde se produce sal y agua, como se muestra en la siguiente ecuación
química:
HCl(ac). + NaOH(ac.) → NaCl(ac.) + H2O(l)
En este proceso la energía de enlace de los productos cloruro de sodio y agua es inferior a la
de los reactivos, por lo tanto la diferencia de energía de enlace se libera como energía
calorífica haciendo que aumente la energía interna de la mezcla y por consiguiente la
temperatura del sistema. De manera, si se conocen las cantidades de sustancias y sus
propiedades termodinámicas puede cuantificarse el calor de reacción.
SUGERENCIAS:
Se sugiere para estudio de reacciones exotérmicas, balance entálpico con reacción química en
sistema con pared adiabática, calor de neutralización, entre otros.
BIBLIOGRAFÍA.
Alberty R. A. y Daniels F. (1984), Fisicoquímica versión SI, México: CECSA, pags. 41-45.
Atkins P. W. y Clugston M. J.(1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison –Wesley
Iberoamericana, pags. 153-156.
Felder Richard M., Rousseau Ronald W. Principios Básicos de los Procesos Químicos (1984),
México: El Manual Moderno, pags. 403, 404.
Smith J. M., Van Ness H. C. ,Abbot M. M. (1997), Introducción a la Termodinámica en
Ingeniería Química, México: Mc Graw Hill., pags. 147.
EXPERIMENTO No. 9: CINÉTICA DE LA PIEDRA CALIZA O CASCARÓN DE HUEVO.
PROPÓSITO: deduzca el modelo de velocidad de reacción cuando el carbonato de calcio
reacciona con el ácido acético del vinagre.
COMPETENCIAS:

Construya gráfica de la concentración del ácido acético que permanece sin reaccionar
contra el tiempo.

Aplique el método integral para determinar la ecuación de velocidad del sistema en
reacción.
Destreza para el tratamiento experimental de un sistema en reacción que produce
gases.

PRESENTACIÓN:
MATERIALES.
1 Manómetro de tubo en “U”, con tapón de hule no. 4.
1 Jeringa desechable de 3 ml.
1 Matraz balón de fondo plano de 125 ml.
1 Cucharita de plástico.
1 Rollo de cinta de cinta de teflón.
1 Regla graduada o vernier.
1 Cronómetro.
1 Bolsita de pañuelos faciales.
SUSTANCIAS.
Mercurio.
Cascarón de huevo blanco 20 grs.
Vinagre 50 ml.
PROCEDIMIENTO.
Llene hasta la mitad el manómetro con mercurio. Instale el sistema y verifique la hermeticidad
para que no haya fugas de gas, para lo cual inyecte aire con la jeringa desechable, espere
unos minutos y observe que no se modifique la presión. Si hay cambio en la presión, corrija las
fugas. Mida una cucharadita del polvo de cascarón de huevo y colóquelo en el matraz. Mida 5
ml de vinagre con la jeringa y acóplela al sistema. Verifique que el cronómetro este en cero.
Ponga en marcha el cronómetro y simultáneamente inyecte el vinagre al matraz. Tome lecturas
de presión a ciertos intervalos de tiempo. Registre sus datos en una tabla de resultados.
Analice los datos finalizada el experimento. Construya una gráfica de presión manométrica
frente al tiempo. Saque sus conclusiones. Aplique el método integral para deducir la ecuación
de velocidad.
TABLA.
TIEMPO
seg.
ALTURA
mm Hg.
Figura 9
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.





Evite que se derrame el mercurio es muy tóxico.
Permanezca atento durante el desarrollo del experimento para que no se derrame el
mercurio (abra el sistema si se observa que el nivel del mercurio se eleva cerca del
extremo del manómetro).
Cuando llene el manómetro con mercurio use la jeringa, manteniendo succionado con
el émbolo de ésta o la aguja hacia arriba, para impedir que el mercurio se derrame.
No toque el mercurio con sus manos, es muy tóxico y se absorbe por la piel.
Para medir la presión marque el nivel inicial y después de que transcurre el tiempo
seleccionado, al término de la experiencia, se mide con el vernier o regla la altura
alcanzada en cada tiempo.
CUESTIONARIO.
1. ¿Qué compuesto contiene el cascarón de huevo (piedra caliza) en mayor proporción?
2. ¿Cuál es la composición del vinagre? ¿Es una mezcla o un compuesto?
3. Explique que reacción se lleva a cabo entre el vinagre y el cascarón de huevo. Escriba
la ecuación química
4. ¿Qué producto formado aumenta la presión del recipiente?
5. Al inicio de la reacción ¿es homogéneo o heterogéneo el sistema en reacción?
6. Defina el concepto de velocidad de reacción.
7. ¿Por qué se mide el tiempo y la altura?
8. Defina los conceptos de: productos y reactivos, identifique a cada uno de ellos.
9.
Indique en qué tipo de sistema termodinámico se lleva a cabo la reacción. Explique su
respuesta.
10. Escriba el modelo cinético de la reacción analizada.
TEORÍA.
El cascarón de huevo (piedra caliza) está formado fundamentalmente por 94% de carbonato de
calcio, 1% de carbonato de magnesio, 1% de fosfato de calcio y 1% de materia orgánica. El
vinagre es una mezcla de compuestos entre los cuales podemos mencionar: agua, alcohol y
ácido acético (5% a 10%), entre sus constituyentes, cuando se pone en contacto con el ácido
acético y el carbonato de calcio, que es el constituyente del cascarón de huevo de mayor
abundancia, se desarrolla una reacción química que puede representarse:
CaCO3 + 2 CH3COOH  (CH3-COO)2Ca + CO2  + H2O
Por lo tanto produce un gas llamado bióxido de carbono el cual es observado como un
burbujeo en el interior del recipiente, como este gas es soluble en el agua formará ácido
carbónico y por lo consiguiente la conversión no es en un 100%; la reacción puede ser
presentada por:
CO2 + H2O  + H2CO3
Por otra parte como la formación del CO2 depende de la cantidad de carbonato de calcio que
reaccione, una medida de la velocidad de ésta reacción será la variación de la presión en el
tiempo, porque al aumentar la cantidad de gas en el recipiente hará que aumente la presión
interna.
La velocidad de una reacción se define en cinética química como la variación de la
concentración de reactivos o de los productos en el tiempo.
Reactivos son las sustancias que inicialmente se depositan en el recipiente, y cuya
concentración disminuye al aumentar el tiempo.
Productos son las sustancias formadas durante la reacción, por lo tanto su concentración
aumenta al incrementarse el tiempo.
EXPLICACIÓN.
Como la cantidad de gas producido durante la reacción es bastante considerable, y el volumen
del recipiente reducido, es necesario usar como líquido manométrico, el mercurio que tiene una
densidad elevada, lo que hace posible la medición de la presión interna sin que se derrame el
líquido. Conocida la presión se puede aplicar la ley del gas ideal para calcular los moles de CO2
producidos en la reacción, con ello y la estequiometria de la reacción pude calcularse la
concentración del reactivo limitante, para determinar la concentración y la ecuación de
velocidad por algún método conocido.
SUGERENCIAS.
Con ésta experiencia se pueden estudiar los temas: tipos de reacciones químicas, equilibrio
químico, cinética química, velocidad de reacción, reactivos y productos, propiedades de los
gases, método y otros más.
BIBLIOGRAFÍA.
Potter Norman N. (1978); Ciencia de los Alimentos; México: Edutex, S.A.
Mortimer Charles E. (1991); Química; México: Grupo Editorial Iberoamérica.
Zumdahl Stevens S. (1993); Fundamentos de Química; México: Mc Graw-Hill.
Holum John R. (1988); Principios de Fisicoquímica, Química Orgánica y Bioquímica; México
Editorial Limusa.
EXPERIMENTO NÚMERO 11 ¿CÓMO SE PUEDE MEDIR EL CALOR DE UNA REACCIÓN
ENDOTÉRMICA?
PROPÓSITO: Identifique las propiedades de una reacción endotérmica y mida la cantidad de
energía requerida en el proceso.
COMPETENCIAS:

Reconozca las características de una reacción endotérmica.

Identifique de acuerdo con la cantidad de energía asociada al proceso de reacción
entre el bicarbonato de sodio y el ácido clorhídrico, si es endotérmica o exotérmica.

Destreza para realizar balance estequiométrico, entálpico y determinar el calor de
reacción.
PRESENTACIÓN:
MATERIALES.
3 Vasos de unicel de 300 ml.
1 Termómetro escala -20 a 110º C
1 Probeta graduada de100 ml.
1 Cucharadita de plástico.
1 Exacto.
1 Vaso de precipitado de 100 ml.
SUSTANCIAS.
Ácido muriático 50 ml.
Bicarbonato de sodio 20 grs.
Agua purificada 500 ml.
ELEMENTOS DE SEGURIDAD.





Cuide que no salpique el ácido al cuerpo, si ocurre esto, lávese con abundante
agua.
Mantenga hermético el sistema para evitar intercambio de energía calorífica
con el ambiente.
Perfore el fondo del vaso de acuerdo al diámetro del termómetro, para
garantizar hermeticidad del sistema.
Asegúrese que la disolución del ácido clorhídrico y el ácido clorhídrico estén a
la temperatura ambiente.
Neutralice la mezcla final antes de verterla al drenaje.
PROCEDIMIENTO.
Diluya con agua purificada, ácido muriático concentrado, hasta obtener 100 ml de ácido 10%
en volumen. Mida 50 ml. del ácido recién preparado. Mida la temperatura de la mezcla y
registra su valor. Vierta los 50 ml. del ácido diluido en el interior de un calorímetro, construido
apropiadamente con tres vasos de unicel. Verifique la temperatura de la disolución en el interior
del calorímetro. Adicione en un vaso de precipitado dos cucharaditas de bicarbonato de sodio
(proporción estequiométrica al ácido clorhídrico diluido). Vacíe el bicarbonato dentro del
calorímetro, tápelo y observe qué ocurre. Mida la temperatura final de la reacción. Repita la
experiencia tres veces. Construya tabla de resultados. Saque sus conclusiones.
CUESTIONARIO.
1. ¿Por qué se emplea el poliestireno (unicel) como material de construcción del
calorímetro?
2. Explique si hay reacción entre el poliestireno y el ácido clorhídrico.
3. ¿Qué cambios son notorios en el sistema cuando se hace reaccionar el ácido
clorhídrico con el bicarbonato de sodio?
4. ¿Cómo se modifica la temperatura del sistema? Explica tu respuesta.
5. Desde el punto de vista energético, ¿qué tipo de reacción se lleva a cabo en el interior
del calorímetro? Explique su respuesta.
6. Tomando en cuenta el número de fases, ¿qué tipo de reacción se presenta en este
proceso?
7. Explique el concepto de de reacción endotérmica.
8. Escriba la ecuación estequiométrica del proceso observado.
9. Si los reactivos se colocaron en cantidades estequiométricas indique como se podría
saber la cantidad de gas liberado en la reacción.
TEORÍA.
En toda reacción química habrá que identificar dos tipos de sustancias, las que se alimenten
inicialmente al sistema o reactor llamados reactivos y las que se forman a consecuencia de la
reacción denominadas productos.
En todo proceso químico se libera o se absorbe energía calorífica, debido a que la formación
de las nuevas sustancias requiere de menor o mayor energía de enlace que los reactivos.
Entendiendo como energía de enlace aquella que une a diferentes átomos de elementos, para
dar origen a una nueva molécula de compuesto.
Atendiendo al número de fases presentes en un sistema en reacción, estas pueden ser:
homogéneas, si sólo presentan una fase y heterogéneas, si presentan más de una fase.
Cuando se hace reaccionar el ácido clorhídrico diluido (disolución transparente) con
bicarbonato de sodio (sólido blanco), la reacción química es heterogénea porque al inicio de la
reacción están presentes la disolución y el bicarbonato de sodio; al final de la reacción se
obtiene disolución de cloruro de sodio y bióxido de carbono gas, por lo tanto, la reacción
presenta más de una fase y el proceso se representa mediante la siguiente ecuación química:
HCl (ac) + Na HCO3 (s) ------------------------- NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)
EXPLICACIÓN.
En este proceso la formación de los productos cloruro de sodio, agua líquida y bióxido de
carbono, requieren de una mayor cantidad de energía de enlace a la de los reactivos, ácido
clorhídrico y bicarbonato de sodio; por lo tanto esa diferencia
de energía tendrá que ser
tomada del mismo sistema, como la reacción se desarrolla en un sistema de paredes
adiabáticas, hará que disminuya la energía interna y en consecuencia la temperatura del
sistema. Lo cual puede verificarse colocando un termómetro al sistema, experimentando un
descenso de la temperatura.
La experiencia con esta reacción, indica que es endotérmica, porque la formación de los
nuevos enlaces requiere de mayor energía.
SUGERENCIAS.
Esta experiencia puede emplearse para caracterizar las reacciones heterogéneas,
endotérmicas, con cambio de fase; también para determinar el valor del calor de la reacción.
BIBLIOGRAFÍA.
Atkins, P. W. y Clugston, M. J. (1986), Principios de Fisicoquímica, México: Addison-Wesley
Iberoamérica