Manual Termo dinamica

ELABORACIÓN:

LICENCIATURA EN INGENIERÍA EN CIENCIA DE MATERIALES

MANUAL DE PRÁCTICAS

TERMODINÁMICA

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ÍNDICE:

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Pág.

1. CONOCIMIENTO GENERAL DEL LABORATORIO Y REGLAS 3

2. DETERMINACIÓN DE LOS VOLÚMENES DE GASES POR EL NÚMERO DE

AVOGADRO

7

3. CREACIÓN DE UNA ESCALA ARBITRARIA DE TEMPERATURA 11

4. MEDICIÓN DE LA PRESIÓN 17

5. RELACION TEMPERATURA-VOLUMEN-PRESION PARA UN SISTEMA

GASEOSO

23

6. DETERMINACIÓN DE PESOS MOLECULARES DE LIQUIDOS VOLÁTILES.

METODO DE PRESIONES PARCIALES

32

7. CALORIMETRÍA 37

8. CALOR DE REACCIÓN: LEY DE HESS 39

9. DETERMINACIÓN DE S EN UN SISTEMA AISLADO 43



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OBJETIVO:

...............................................................................................................................................................................

...............................................................................................................................................................................

............................................................................peraciones en laboratorio se obtendrán datos importantes para

la determinación de algunos cálculos de una planta de procesamiento de materiales.

MARCO TEÓRICO:

El Laboratorio es un espacio dispuesto para actividades de docencia, investigación, proceso y prestación de

servicios internos y externos.

Los laboratorios, dentro de la UAEH, tienen como objetivos principales:

I. Apoyar los procesos de enseñanza-aprendizaje en la UAEH, de acuerdo con los planes y programas de

estudio de los diferentes niveles educativos que así lo requieran.

II. Apoyar y promover el desarrollo y ejecución de proyectos de investigación de las diversas unidades

académicas de la Universidad, fomentando el trabajo multi e interdisciplinario.

III. Coadyuvar con los diferentes sectores externos a la Universidad, proporcionando los servicios de

laboratorio, de acuerdo a los convenios contraídos que en su caso se establezcan.

Esta primera práctica constituye el principio del trabajo experimental en la asignatura de Termodinámica, por

lo que es importante que se conozca la operación del laboratorio, así como de los lineamientos que rigen

durante el uso del mismo.

De igual manera, en esta primera práctica se plantearán las partes básicas que componen a cada práctica

posterior, con el fin de que se identifiquen y se establezcan las actividades a realizar.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: CONOCIMIENTO GENERAL DEL LABORATORIO Y REGLAS

No. DE PRÁCTICA: 1 No. DE SESIONES: 1

No. DE INTEGRANTES MÁXIMO POR EQUIPO: 4

Identificar las partes más importantes del laboratorio, normas de seguridad, procedimientos y

reglamentación en general, para que las prácticas de laboratorio se lleven adecuadamente y se obtenga el

mejor aprovechamiento posible.



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En este apartado se indicarán los materiales y reactivos que deberán escribir en el vale de solicitud de

materiales. Los reactivos ya vienen indicados en el manual y estarán a disposición del alumno en el

área de préstamo de materiales del laboratorio.

CANTIDAD REACTIVOS ESPECIFICACIONES

MEDIDAS DE SEGURIDAD:

En este apartado se expondrán las normas básicas de seguridad para llevar a cabo las prácticas

contenidas en él. Algunas de ellas son:

Seguir con exactitud el método de trabajo. Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro. Tómense precauciones especiales al manejar ácidos, cuando sea así lo recomendable es ir a la campana de extracción de vapores y encenderla y ahí trabajar con el ácido. No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. Siempre usar bata y anteojos protectores. En caso de heridas o quemaduras con llama o salpicaduras de ácidos, álcalis, etc., o de malestar por los gases aspirados, acudir inmediatamente con el profesor o en su defecto dirigirse a la llave de agua, quitar la ropa afectada y lavarse con abundante agua. Una quemadura se limpia con solución de bicarbonato de sodio y después se cubre con vaselina o aceite para eliminar el contacto con el aire. No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas o guantes de asbesto. Nunca pruebes ni ingieras las sustancias. Jamás viertas agua sobre un ácido sin autorización y con el cuidado apropiado. No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. No se llevan reactivos fuera del laboratorio. No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación.

CANTIDAD MATERIAL Y EQUIPO ESPECIFICACIONES



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PROCEDIMIENTO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:

En este apartado, se dará a conocer el procedimiento que deberá seguirse para la realización de la práctica. El procedimiento que se da a continuación es el general, en la parte del cuestionario se pedirá describir el procedimiento para una práctica hipotética de preparación de soluciones. Al llegar al laboratorio deberás sacar todas las cosas que vayas a ocupar y dejar las mochilas en los anaqueles correspondientes del laboratorio. Ya deberás haber leído la práctica con anterioridad. Luego deberás ponerte la bata de laboratorio y procederás a pedir el material a ocupar de acuerdo a lo que requiera la practica a realizar; debes cerciorarte de tener reunido todo el material e inmediatamente siguiendo los pasos de la practica prepararás las soluciones o colocarás el material de manera correcta para realizar la operación indicada por la practica para proceder a la experimentación. No olvides llenar tu vale de material y anotar el número de folio que tiene. Realiza los cálculos necesarios para la preparación de las soluciones para obtener pesos o volúmenes a ocupar. Lo más importante es la observación y resultados, los cuales deberás anotar a lo largo de la práctica. Finalmente al terminar la experimentación de la practica deberás reunir el material y lavarlo cuidadosamente para poder regresarlo intacto y seco como se te entregó y deberás limpiar la mesa de trabajo y salir, en orden, de las instalaciones del laboratorio.

CROQUIS O DIAGRAMA DE LA INSTALACIÓN DEL EQUIPO :

En este apartado se presentará de forma gráfica la instalación de instrumentos o equipo de laboratorio

que deberá realizar para poder llevar a cabo la práctica.

CUESTIONARIO:

En este apartado se plantearán problemas o preguntas que permitirán reafirmar el conocimiento esperado

para la práctica realizada.

Para este caso, describa el procedimiento necesario, incluyendo medidas de seguridad, para realizar la

práctica de Laboratorio en la que se preparen las siguientes soluciones.

- 0.1 M de Na2SO4

- 0.5 M de Na OH

- 1 N de HCl



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BIBLIOGRAFÍA:

En este apartado se presentará la bibliografía utilizada para el marco teórico y realización de la práctica.

http://www.uaeh.edu.mx/universidad/normatividad.htm., página de la UAEH, Normatividad y Gobierno, Reglamento de Laboratorios. Himmelblau, D.H. (2002). Principios básicos y cálculos en ingeniería química. México: CECSA

Holman, J. (1986). Métodos experimentales para ingenieros. México: Mc Graw Hill

Sienko/Plane. (1990). Química, principios y aplicaciones. México: Mc Graw Hill Asimov, I. (1987), Enciclopedia Biográfica de Ciencia y Tecnología. España: Alianza.

Rius, M. y Castro, M. (1998). Calor y Movimiento. 3ª. Edición. México: Fondo de Cultura Económica.

Efron, A. (1971). El Mundo del Calor. Buenos Aires: Bell Santander.

García Colín, S. L. (1972). Introducción a la Termodinámica Clásica. 2ª. Ed. México: Trillas.

García, Pelayo y Gross. (1986) Enciclopedia de las Ciencias. México: Mayorga.

Giancoli, D. C. (1988). Física General. México: Prentice-Hall.

Granet, I. (1988). Termodinámica. 3ª. Ed. México: Prentice-Hall.

Hein-Arena. (1997). Fundamentos de Química. México: Ed. Thomson

Levine, I. N. (1990). Fisicoquímica. 3ª. México: McGraw Hill.

Holman, J. (1986). Métodos experimentales para ingenieros. México: Mc.Graw Hill

Laidler, K.J. y Meiser, J.H. (1997). Fisicoquímica. México: Cía. Editorial Continental

Manrique, J.A. y Cárdenas, R.S. (1981). Termodinámica. México: Harla

Mosqueira, S. (1967). Física General. México: Patria

Oliver, G.R. (1987). Termodinámica. México: Limusa

Resnick, R. y Halliday, D. (1976). Física. México: Cía. Editorial Continental

Resnick, R., Halliday, D. y Krane, K. (1999). Física. Vol. I. México: Cía. Editorial Continental

Sears y Zemansky, S. (1988). Física universitaria. México: Addison-Wesley

INDICACIONES PARA EL INFORME DE LA PRÁCTICA:

Aquí se darán las indicaciones para la entrega del informe de la práctica.

El informe será entregado en versión digital o impresa, ocho días después de haberse efectuado la práctica.



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OBJETIVO:

...............................................................................................................................................................................

...............................................................................................................................................................................



MARCO TEÓRICO:

Los gases parece que no tienen peso. Sin embargo si un gas se compone de moléculas, las moléculas deben

tener materia, y por tanto deben tener peso. Por consiguiente, un gas ha de tener peso. ¿Puede pesarse un gas

con las balanzas ordinarias del laboratorio? de ser así ¿gases diferentes tienen el mismo peso o pesos

distintos? La experiencia da la respuesta.

En este experimento se tendrá una oportunidad de ensayar la pesada de iguales volúmenes de algunos gases:

oxígeno, dióxido de carbono y quizá, otros gases. Ya que el volumen de un gas varia con su temperatura y

presión (condiciones básicas). Han de tomarse precauciones para mantener iguales estas variables cuando se

pesan los gases. Como el peso de la muestras de gas será siempre tan solo de pocos gramos, ha de tenerse

gran cuidado de evitar las causas de error en las pesadas. Huellas de grasa de los dedos o gotitas de humedad,

proporcionan un peso suficiente para interferir en el experimento.

Antes de irse al laboratorio, léanse las partes experimentales y ordénese una tabla para la anotación de los

datos y cálculo de sus resultados.


2 Bolsa de plástico

1 Tapón de caucho

1 Termómetro -10 a 100 °C

1 Frasco de volumen conocido

1 Probeta De 250 mL.

1 Gotero con bulbo

2 Ligas

Dar una prueba experimental de que volúmenes iguales de gases no tienen pesos iguales (a igual P y T) y

más adelante, después de una explicación de la hipótesis de Avogadro, hacen posible que el estudiante

calcule el peso molecular partiendo de mediciones de laboratorio.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: DETERMINACIÓN DE LOS VOLÚMENES DE GASES POR EL

NÚMERO DE AVOGADRO





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1 Tina o recipiente Grande


El necesario Aire Deberá ser suministrado por el profesor

El necesario Nitrógeno(gas) Deberá ser suministrado por el profesor

El necesario Butano (gas) Deberá ser suministrado por el profesor


1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. 3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) El alumno deberá evitar hacer experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 5) Siempre usar bata y anteojos protectores. 6) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación.


PARTE 1. PESADA DE AIRE.

a. Prepárese un tapón de caucho con un orificio (tamaño 5 o 6) con una ranura profunda a su alrededor a 1

cm aproximadamente de la base mayor. Dóblese en pequeños pliegues, el extremo abierto de una bolsa

de plástico (tamaño de un cuarto de galón) alrededor del extremo mayor del tapón y átese fuertemente

con una goma ó liga.

b. Tómese la cápsula de caucho de un cuentagotas. Sujétese la parte de vidrio con un paño y con cuidado

introdúzcase el extremo más fino del cuentagotas, girándolo, en el agujero del extremo más pequeño del

tapón hasta que quede firmemente encajado.

c. Extráigase el aire de la bolsa por compresión. Póngale la cápsula de caucho y únase el dispositivo a un

origen de aire, suministrado por el profesor. Déjese llenar totalmente la bolsa, tómese la bolsa por el

tapón y desconecte el tubo de goma del cuentagotas. Déjese escapar el exceso de aire de forma que el

de la bolsa se encuentre a la presión ambiente pero sin comprimir la bolsa, insértese entonces la cápsula

de caucho.

d. Pésese el dispositivo con la bolsa conteniendo el aire a la temperatura y presión ambiente con precisión

de 0.01 g.

Discrecional: si lo manda el profesor, repítase las etapas c y d para comprobar el trabajo.



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Parte II. PESADA DEL GAS NITRÓGENO

Asegúrese de que la bolsa y el tapón estén vacíos y secos. Llénese con Nitrógeno gaseoso, mediante el

origen suministrado por el profesor. Repítase las etapas c y d de la parte 1. Compruébese que tiene el mismo

volumen de gas ó la misma temperatura y presión de antes. Procédase otra vez al llenado con nitrógeno y

pésese el dispositivo de nuevo, si así le aconseja el profesor.

Parte III. PESADA DEL GAS BUTANO.

Obténgase el peso de una bolsa llena de gas butano de la misma forma que las anteriores.

MEDIDA DEL VOLUMEN DE LA BOLSA.

Si la base contiene otro gas que no sea oxígeno, extráigase éste. Entonces llénese la bolsa con aire.

Compruébese que tiene el mismo volumen de gas que el que utiliza en cada uno de los experimentos previos.

CÁLCULOS

EFECTO DEL AIRE EN LAS PESADAS.

Ya que vivimos en una atmósfera de aire, usualmente no consideramos su efecto en las medidas por ejemplo,

cuando se pesa un objeto sólido en el aire tiene una pérdida de peso igual al volumen de aire que desplaza.

Normalmente despreciamos este hecho ya que el efecto es relativamente pequeño.

Supongamos que el medio que nos rodea fuese agua. Se sabe que los objetos son más fáciles de levantar

cuando están en el agua que cuando están en el aire. El agua empuja los objetos invertidos con una fuerza

igual al peso del volumen del agua que el objeto desplaza, por ejemplo un objeto con un volumen de un litro

(1000 mL) de agua, es empujado hacia arriba con una fuerza igual a 1000gr., el peso de un litro de agua. El

mismo objeto en el aire es empujado hacia arriba con una fuerza igual a 1.2 gr aproximadamente, que es el

peso del litro de aire que desaloja.

En este experimento el peso aparente que anotaste como peso del gas no está corregido del defecto del aire.

El peso del volumen del aire desplazado debe ser añadido al peso obtenido.

El peso del volumen de aire desplazado puede ser calculado partiendo del volumen de la bolsa en litros,

determinando experimentalmente, y el peso de un litro de aire seco a la temperatura y presión apropiado.

a. Mídase el volumen de aire de la bolsa. Llénese completamente una botella grande (tamaño aproximado

al medio galón) con agua corriente. Tápese con un tapón e inviértase sobre recipiente grande que

contenga agua. Abrase el tapón bajo el agua.

b. Quítese la cápsula del cuentagotas y luego adáptese un tubo de goma largo. Introdúzcase el otro extremo

del tubo en el cuello de la botella invertida.

c. Presiónese suavemente la bolsa de forma que el gas se desplace el agua de la botella. Finalmente

exprímase la bolsa para sacar todo el gas.

d. Oprímase el tubo para cerrarlo, y sáquese del recipiente de agua. Colóquese un tapón en el cuello de la



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botella del agua y dispóngasela derecha sobre la mesa.

e. Mídase la cantidad de agua requerida para rellenar la botella usando la probeta mayor que se tenga a

disposición. Anótese el volumen de gas desplazado.

f. Anótese la temperatura y presión ambientes.


NINGUNO.

CUESTIONARIO:

1. ¿Cuál es el peso aparente del nitrógeno de la bolsa? (réstese el peso de la bolsa del peso de la bolsa

llena de nitrógeno.)

2. ¿Calcúlese el peso del aire desplazado por la bolsa llena de gas?

3. ¿Habrá algún error en esta forma propuesta de determinar el peso de un gas? Si es así, ¿A qué crees

que se deba?

4. ¿Cuál es el peso real del nitrógeno de la bolsa?

5. De forma semejante determínese el peso del gas butano de la bolsa

6. Compárese el peso de cada gas medido, con el del nitrógeno, dividiendo cada peso por el peso de

igual volumen de oxígeno. Exprésese cada relación con una fracción decimal.

BIBLIOGRAFÍA:

Himmelblau, D.H. (2002). Principios básicos y cálculos en ingeniería química. México: CECSA

Holman, J. (1986). Métodos experimentales para ingenieros. México: Mc Graw Hill

Sienko/Plane. (1990). Química, principios y aplicaciones. México: Mc Graw Hill





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OBJETIVO:

MARCO TEÓRICO:

Podemos decir que dos cuerpos pueden tener iguales temperaturas pero distintas cantidades de calor, es algo

análogo con los niveles de dos recipientes llenos de agua y sus cantidades de agua, en donde si hacemos

hervir a los dos recipientes ambos poseerán la misma temperatura, 100 °C pero tendrán diferentes cantidades

de calor (Q) pues este depende de la cantidad de sustancia que haya. Entonces podemos decir que la

temperatura (T) de un cuerpo es una propiedad del mismo que depende de la Velocidad con que se muevan

las moléculas internas a la sustancia. Es decir, depende de la energía cinética (Ec) de las moléculas que lo

conforman.

Pero así mismo, dos cuerpos pueden tener diferentes temperaturas, una más alta que la otra, donde la

dependencia de dicha relación de T está dada por aquel cuerpo que entregue Q al otro (o sea, está a mayor T).

Si no existe intercambio de Q, se dice que ambos cuerpos están a la misma T.

Al querer dar una definición de Calor debemos decir que es una forma de Energía que se transmite de cuerpo

en cuerpo, si y solo si, existe una diferencia de temperatura.

Mediciones de Temperatura

Para medir esta propiedad se utilizan diferentes escalas, las cuales se definieron a partir de diferentes puntos

de referencia:

- Escala en grados Celsius: para dicha escala se adoptó como punto mínimo en 0 °C a la Temperatura

de fusión del agua a 1 Pa; y como punto máximo, la Temperatura de evaporación de la misma, o sea

100 °C. Para obtener la graduación se subdividió a dicha separación en las 100 unidades contenidas

en dicho intervalo. Podemos decir que esta escala es Lineal, pues ante las Variaciones de

Graduaciones en la Escala, le corresponde iguales variaciones de T; pero no podemos decir que exista

Comprobar la Ley Cero de la Termodinámica mediante la creación de una escala arbitraria de temperatura

que permita aplicar el concepto de equilibrio térmico.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: CREACIÓN DE UNA ESCALA ARBITRARIA DE

TEMPERATURA.





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una relación proporcional, pues existen T menores a 0 °C, por lo tanto sería una Recta desplazada del

origen.

- Escala en grados Fahrenheit: a dicha escala se le asignaron los valores de 32°F (al punto mínimo) y

212°F al máximo, pero como la amplitud de dicho intervalo es de 180, en este caso se subdividió al

mismo por dicha amplitud para obtener la graduación mínima. Cumple con la linealidad pero no con

la proporcionalidad.

# Relación entre °C y °F :

°C = 5/9(°F – 32)

Pero como estas escalas no son proporcionales, es decir, no existe un cero de comparación absoluto, se

adoptó una Escala Absoluta de Temperatura o Escala en grados Kelvin ( °K ) , tomándose como en 0 °K a la

mínima T a la que podía llegarse físicamente, es decir: 0 °K == − 273,15 °C . Vemos que esta escala es

proporcional y lineal, puesto que no existe ninguna T menor al Cero Absoluto.


1 Probeta de 100 mL

2 Termómetros de mercurio [-10 a 150º C]

1 Frasco Dewar o calorímetro de 300 mL

1 Regla de 30 cm la debe traer el alumno

1 Par guantes de asbesto

1 Parrilla de calentamiento

2 Vasos de precipitados De 500 mL

1 Cinta adhesiva (masking) la debe traer el alumno


El necesario Agua

El necesario Hielo



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1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. 3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro. 5) Para calentar una sustancia coloca el tubo en un soporte y mueve el mechero. 6) No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 7) Siempre usar bata y anteojos protectores. 8) No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas. 9) Jamás viertas agua sobre un ácido sin autorización y con el cuidado apropiado. 10) No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. 11) No se llevan reactivos fuera del laboratorio. 12) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación.


Cubrir con cinta adhesiva la escala de uno de los termómetros permitiendo que se vea el mercurio.

· Introducir en el hielo los dos termómetros (uno graduado en oC, y el otro sin graduar, en el cual se va a

construir la nueva escala de temperatura) y esperar a que se alcance el equilibrio térmico.

· Registrar la temperatura que marca el termómetro en oC y marcar sobre el masking tape del otro

termómetro, la máxima altura que alcanza la columna de mercurio. A ésta temperatura se le considera el

punto fijo inferior de la escala grados estudiante (oE).

· En un vaso de precipitados colocar aproximadamente 500 mL de agua y calentar a su punto de ebullición.

Introducir los dos termómetros en el vaso y registrar las temperaturas como se señala en el punto anterior. A

esta temperatura se le considera el punto fijo superior de la escala (oE).

· Preparar mezclas de agua fría (a temperatura ambiente), con agua en su punto de ebullición, dentro de un

frasco Dewar, de acuerdo a las indicaciones del profesor.

· Determinar la temperatura (equilibrio térmico) en los dos termómetros (oC,

oE), para cada mezcla y vaciar

estos datos en la tabla 2.

· Una vez concluidas las determinaciones, retirar con cuidado el masking tape del termómetro y pegarlo en

una hoja. Asignar valores a los puntos fijos de la nueva escala y realizar las divisiones correspondientes para

poder obtener los valores de temperatura de las mezclas en la escala (oE).



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RESULTADOS Y CÁLCULOS:

1. Completar la tabla 1 con los resultados experimentales:

TABLA 1

2. Establecer la relación matemática entre la escala (oE) y la escala (

oC):

a) Utilizando los puntos mínimo y máximo de cada escala y el intervalo entre ellos para obtener la ecuación

que relacione ambas escalas.

b) Trazando una gráfica de oE (ordenada) vs.

oC (abcisa) para determinar la ecuación de la recta.

3. Calcular las temperaturas en (oC) con las ecuaciones obtenidas en a) y en b) y comparar con las

temperaturas experimentales en (oC).

4. Llenar la siguiente tabla: TABLA 2

5. Se considera que un buen resultado debe tener una diferencia de 2 oC entre el valor experimental y el valor

calculado. Con lo anterior, ¿cómo consideras tus resultados experimentales?


NINGUNO.



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CUESTIONARIO:

1. El mercurio es tóxico acumulativo y produce hidrargirismo. Su uso debe ser limitado, por lo que sería

conveniente usar un termómetro de agua. ¿Por qué este termómetro no se usa?

2. Los termómetros clínicos son diferentes de los termómetros que utilizamos para medir la temperatura

a los sistemas en nuestro laboratorio. En el caso de los termómetros clínicos, antes de efectuar la

medición de la temperatura, el mercurio de la columna tiene que estar en el bulbo, lo cual no ocurre

con los otros termómetros. ¿Por qué sucede esto?

3. De la literatura se obtuvieron las siguientes definiciones de temperatura:

a. La temperatura es una medida de la intensidad del calor o de qué tan caliente está un sistema

independientemente de su tamaño.

b. La temperatura de un sistema es una medida del movimiento aleatorio de las moléculas del

sistema.

Indicar en cada caso el error involucrado y discutir.

4. ¿En qué valor las escalas Fahrenheit y Celsius son exactamente iguales, pero de signo contrario?

5. Una aleación de cobre se retira de un horno a 200ºC y se enfría a una temperatura de 20ºC,

a. Expresar el cambio de temperatura en grados Fahrenheit

b. ¿Cuál es el cambio en grados Kelvin?

6. Un termómetro está graduado en una escala arbitraria en la que la temperatura de fusión del agua

corresponde a -10° y la de ebullición del agua a 140°. ¿Qué valor corresponderá en esa escala la

temperatura de 50°C?

7. Describir como se ejemplifica la ley cero en nuestro trabajo experimental.

8. Escribir tres preguntas relacionadas con la descripción anterior que involucren el lenguaje

termodinámico.

Sugerencia: Las preguntas pueden involucrar los siguientes términos: sistema de trabajo y su

clasificación, tipos de paredes o fronteras, restricciones de trabajo (variables que permanecen

constantes), condición de equilibrio, etc.

BIBLIOGRAFÍA:

Alvarenga, B. y Máximo, A. (1998), Física general. México: Harla.

Asimov, I. (1987), Enciclopedia Biográfica de Ciencia y Tecnología. España: Alianza.

Rius, M. y Castro, M. (1998). Calor y Movimiento. 3ª. Edición. México: Fondo de Cultura Económica.

Efron, A. (1971). El Mundo del Calor. Buenos Aires: Bell Santander.

García Colín, S. L. (1972). Introducción a la Termodinámica Clásica. 2ª. Ed. México: Trillas.

García, Pelayo y Gross. (1986) Enciclopedia de las Ciencias. México: Mayorga.

Giancoli, D. C. (1988). Física General. México: Prentice-Hall.

Granet, I. (1988). Termodinámica. 3ª. Ed. México: Prentice-Hall.

Hein-Arena. (1997). Fundamentos de Química. México: Ed. Thomson

Levine, I. N. (1990). Fisicoquímica. 3ª. México: McGraw Hill.

Sears, F. W., Zemansky, M. W., Young, H. D. (1982). Física Universitaria. 6ª. Ed. México: Addison-Wesley.



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OBJETIVO:

...............................................................................................................................................................................

...............................................................................................................................................................................


MARCO TEÓRICO:

Una característica de cualquier fluido en reposo es que la fuerza ejercida sobre cualquier partícula del fluido

es la misma en todas las direcciones. Si las fuerzas fueran desiguales, la partícula se desplazaría en la

dirección de la fuerza resultante. De esto se deduce que la fuerza por unidad de superficie que el fluido ejerce

sobre las paredes del recipiente que lo contiene es perpendicular a la pared en cada punto sea cual sea su

forma. Si la presión no fuese perpendicular el fluido se movería a lo largo de la pared. El principio de Pascal

afirma que:

“La presión aplicada sobre el fluido contenido en un recipiente se transmite por igual en todas las

direcciones y a todas partes del recipiente, siempre que se puedan despreciar las diferencias del peso, debidas

al peso del fluido.”

Este principio tiene aplicaciones muy importantes en hidráulica, y fue formulado por primera vez en una

forma más amplia por Pascal en 1647.

En la mecánica la presión se define como la fuerza por unidad de superficie que ejerce un líquido o un gas

perpendicularmente a dicha superficie.

Para sistemas fluidos, ya sea líquidos o gases, la presión de una superficie del recipiente que contiene al

fluido se debe al efecto acumulativo de las moléculas individuales golpeando las paredes del recipiente,

provocando una fuerza normal en la superficie. Para un fluido en equilibrio la presión está definida por la

ecuación:

P= F/A

P= presión

F= fuerza

Establecer un punto de reflexión sobre el concepto científico de presión, identificar sus instrumentos y

técnicas de medición con el fin de manejar adecuadamente sus unidades científicas y aplicar este

conocimiento a actividades cotidianas.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: MEDICIÓN DE LA PRESIÓN





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A= área

Por otro lado, la presión manométrica es la fuerza que el peso de la columna de atmósfera por encima del

punto de medición, ejerce por unidad de área. La variación de la presión con la altura es mucho mayor que la

variación horizontal, de modo que para hacer comparables mediciones en lugares distintos, hay que referirlas

a un nivel común (usualmente el nivel del mar).

El manómetro es un instrumento utilizado para la medición de la presión en los fluidos, generalmente

determinando la diferencia de la presión entre el fluido y la presión local.

Un aparato muy común para medir la presión manométrica es el manómetro de tubo abierto que consiste en

un tubo en forma de U que contiene un líquido, generalmente mercurio. Cuando ambos extremos del tubo

están abiertos, el mercurio busca su propio nivel ya que se ejerce 1 atm en cada uno de los extremos. Cuando

uno de los extremos se conecta a una cámara presurizada, el mercurio se eleva en el tubo abierto hasta que

las presiones se igualan. La diferencia entre los dos niveles de mercurio es una medida de la presión

manométrica: la diferencia entre la presión absoluta en la cámara y la presión atmosférica en el extremo

abierto.

En el SI la unidad de fuerza es el Newton N, y la de superficie m2. La unidad de presión, por tanto, es

1N/m2= 1 Pa.

El pascal Pa, por consiguiente, será la presión ejercida por una fuerza de 1 N aplicada sobre una superficie

de 1 m2.


1 Manómetro en U de rama abierta 1 Soporte para manómetro 1 Jeringa desechable Mangueras de látex Tamaño necesario


Líquido manométrico (agua, tinta,

refresco sin gas, etc.)

Debe ser traído por el alumno


1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. 3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) Lee cuidadosamente las etiquetas de cada frasco. 5) Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro.



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6) Para calentar una sustancia coloca el tubo en un soporte y mueve el mechero. 7) No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 8) Siempre usar bata y anteojos protectores. 9) No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas. 10) Nunca pruebes ni ingieras las sustancias. 11) No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. 12) No se llevan reactivos fuera del laboratorio. 13) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación.


Llenar el manómetro con el líquido manométrico hasta la posición “cero” marcada en la escala de

medición del aparato.

Realizar la instalación de acuerdo al diagrama mostrado en la figura 1.

Llenar la jeringa con la mitad de su capacidad de aire y conectarla al manómetro, manteniendo el

mismo nivel de líquido manométrico en los dos brazos del instrumento.

Modificar la posición del émbolo de la jeringa para provocar un cambio en la presión del sistema.

Hacer la lectura correspondiente† a cada variación, anotando los datos manométricos obtenidos.

Las lecturas manométricas tendrán como unidades, unidad de longitud del líquido manométrico

usado y las unidades de la lectura del barómetro serán unidades de longitud de mercurio. Tomar en

cuenta esta información para obtener la respuesta al problema planteado en unidades congruentes.

Realizar los cálculos necesarios para expresar el resultado del problema propuesto en las unidades de

presión propuestas por el Sistema Internacional de Unidades (SI).


Figura 1. Diagrama de instalación del equipo.



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CUESTIONARIO:

Problema 1

Observar detenidamente la Figura. Enmarcar en un círculo el sistema de trabajo y en otro círculo el

instrumento de medición (manómetro). Indicar en cada caso quien exhibe mayor presión: el sistema de

trabajo o la atmósfera.

Problema 2

El aire contenido en las jeringas ejerce una presión sobre el líquido manométrico. Calcular la presión de

dicho aire en las figuras mostradas en el problema anterior.

La respuesta cuantitativa al problema planteado se realiza a través del trabajo experimental.

PREGUNTAS

1. En palabras de Evangelista Torricelli (1608-1647) vivimos en el fondo de un mar de aire. Sobre cada

una de nuestras cabezas tenemos aproximadamente 2 toneladas de aire que ejercen una presión de

101300 N/m2. Si la atmósfera actúa sobre todos los cuerpos que se encuentran en la superficie

terrestre: ¿Por qué la presión de la atmósfera no rompe las ventanas?

2. ¿Por qué te molestan los oídos cuando subes a una montaña o cuando bajas al fondo del mar?

3. Los informes meteorológicos dan una información cuya lectura se da en unidades de bar. Tomando

en cuenta esta unidad, decir ¿qué parámetro es el que se informa?

4. ¿Por qué se usan raquetas en lugar de zapatos para caminar sobre la nieve?

5. Mientras más aumenta la altitud, el valor de la presión atmosférica es menor, y por tanto, la

temperatura a la que el agua hervirá en estas condiciones disminuye. Por ejemplo:



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† Cada lectura se realiza en el momento en que la altura del líquido manométrico en ambos brazos

de manómetro permanece constante (lo cual indica condición de equilibrio)

a) Indicar en dónde "tardan más" y en dónde "tardan menos" en cocerse los huevos, si se considera

que estos se cuecen a la temperatura de ebullición del agua.

b) Si se quiere alcanzar una temperatura de ebullición del agua de 75°C en la Cd. de México, ¿qué se

debe hacer a la presión para lograr la temperatura deseada?

6. ¿Cuál es la utilidad de usar una olla Express en la cocina?

Mediante un manómetro de columna abierta se realiza una lectura de la presión manométrica de un sistema

gaseoso, primero en el puerto de Acapulco y luego en la ciudad de México. De acuerdo a esta información,

indicar:

a) ¿Cómo es el valor de la presión absoluta o del gas en ambos sitios?

i) Mayor en Acapulco que en México

ii) Igual en Acapulco y en México

iii) Menor en Acapulco que en México

b) ¿Cómo es el valor de la presión manométrica en Acapulco comparada con la presión manométrica en la

ciudad de México?

i) Mayor en Acapulco que en México

ii) Igual en Acapulco y en México

iii) Menor en Acapulco que en México (Justificar la respuesta seleccionada en ambos casos)

BIBLIOGRAFÍA:

Alvarenga, B. y Máximo, A. (1983). Física general. México: Harla

Benedict, R.P. ((1984). Fundamentals of temperature, pressure and flow measurements. 3a. ed. USA:

Wiley Interscience

Bradley, R.S. (1967). La química de la alta presión. España: Alambra

Cromer, A.H. (1996). Física para las ciencias de la vida. México: Reverté

Galiana, M.T. (1982). Pequeño Larousse de ciencias y técnicas. México: Larousse

García-Díaz, R. (1984). Sistema Internacional de Unidades. Factores y tablas de conversión. México:

Limusa

Granet, I. (1988). Termodinámica. 3ª. Ed. México: Prentice-Hall Hispanoamericana

Halliday, D. y Resnick, R. (1986). Fundamentos de física. México: CECSA

Hartman, N. (1991). Diccionario de las ciencias. España: Paraninfo

Hawley, G. (1987). Diccionario de química y de productos químicos. España: Omega



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Hewitt, P.G. (1999). Física conceptual. México: Addison Wesley Longman

Holman, J. (1986). Métodos experimentales para ingenieros. México: Mc.Graw Hill

Laidler, K.J. y Meiser, J.H. (1997). Fisicoquímica. México: Cía. Editorial Continental

Manrique, J.A. y Cárdenas, R.S. (1981). Termodinámica. México: Harla

Mosqueira, S. (1967). Física General. México: Patria

Oliver, G.R. (1987). Termodinámica. México: Limusa

Resnick, R. y Halliday, D. (1976). Física. México: Cía. Editorial Continental

Resnick, R., Halliday, D. y Krane, K. (1999). Física. Vol. I. México: Cía. Editorial Continental

Sears y Zemansky, S. (1988). Física universitaria. México: Addison-Wesley


Stewart, J.W. (1968). El mundo de la alta presión. México: Reverté

Stollber, R. & Hill, F.F. (1977). Física, fundamentos y fronteras. México: Publicaciones Cultural





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OBJETIVO:

MARCO TEÓRICO:

Sistema Gaseoso.- En 1662 Robert Boyle observó la relación que existía entre la presión de un gas y su

volumen, manteniendo la temperatura constante. De las observaciones que realizó, concluyó lo siguiente: “Al

aumentar la presión de un sistema, su volumen disminuye”. Este hecho puede expresarse matemáticamente

en la siguiente forma:

P 1

V .............(1)

Donde: P = presión del sistema

V = volumen del mismo

La ecuación (1) se puede expresar también así:

P = K PV= K

V

En donde K = constante de proporcionalidad

Para cambiar un estado 1 al estado 2, podemos escribir:

P1V1 = P2V2

En donde P1 = presión inicial del sistema

V1 = volumen inicial del sistema

P2 = presión final del sistema

V2 = volumen final del sistema

Verificar las relaciones que existen entre la presión y el volumen a temperatura constante y entre el

volumen y la temperatura a presión constante para un sistema gaseoso.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: RELACION TEMPERATURA-VOLUMEN-PRESION PARA UN

SISTEMA GASEOSO.





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El valor de la constante de proporcionalidad depende de: la temperatura a la que se trabaja, la masa del gas,

la naturaleza del mismo y las unidades en que se expresan la presión y el volumen.

En 1787 Charles se dedicó a observar la relación existente entre la temperatura y el volumen de un gas,

manteniendo constantes la masa y la presión del mismo. De sus observaciones concluyó: “El volumen de un

sistema gaseoso varía en forma directamente proporcional a su temperatura”.

Esto se expresa matemáticamente:

V T

Donde: V = volumen del sistema

T = temperatura del sistema

ó V = KT

Donde: K = constante de proporcionalidad.

El valor de la constante de proporcionalidad depende de: la presión a la que se trabaje, la naturaleza y

cantidad del gas y de las unidades de la temperatura.

En 1802, Gay-Lussac, siguió estudiando la relación encontrada por Charles, encontró que al aumentar la

temperatura de los gases en cuestión de un grado centígrado, se obtenía un incremento en el volumen de los

mismos aproximadamente igual a 1/273* del volumen que ocupan a 0°C. Este hecho puede expresarse

matemáticamente así:

V = Vo + (t/273.15)Vo

V = Vo (1 + t/273.15)

273.15 + T

V = Vo ............(2)

273.15

donde V = volumen del sistema de la temperatura T

Vo= volumen del sistema a 0°C

Posteriormente, W. Thomson (Lord Kelvin) sugirió lo siguiente:

Designar por T el término t + 273.15 y por To = 273, surgiendo así una nueva escala de temperatura, la

absoluta Kelvin. Tomando en cuenta lo anterior, la ecuación (2) adopta la siguiente forma:

V = Vo T/To ó V/T = K



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Si se combina la expresión que relaciona la presión y el volumen de un sistema, con la que relaciona

volumen y temperatura, se obtiene una expresión más útil que relaciona las tres propiedades termodinámicas

del sistema bajo consideración.

PV = K = CTE. ..................(3)

T

Si se observa la ecuación (3), se verá que el valor de la constante depende de la cantidad de gas que se tenga

y de las unidades en que se expresen P, V y T; pero es totalmente independiente de la naturaleza del gas.

De lo dicho anteriormente se ve, que el valor de la constante es directamente proporcional a la masa de gas,

por lo que el valor de la constante puede substituirse por X = nR, donde n es el número de moles y R es una

nueva constante de proporcionalidad. Así la ecuación (3), adopta la siguiente forma:

PV = nR ó PV = nRT .....................(4)

T

El valor de R dependerá de las unidades en que se exprese la presión, el volumen, el número de moles y la

temperatura. Los valores más comúnmente usados son:

R = 82.05 mL atm/mol K; R= 8.314 x 107 erg /mol K ; R = 1.987 cal/mol K

La Ecuación 4 es conocida como ecuación general del estado gaseoso o ecuación de los gases ideales, que no

es otra cosa, sino un modelo teórico que describe al sistema gaseoso atribuyéndole cierta estructura y

mecanismos para explicar ciertas propiedades del mismo.


1 Jeringa desechable De 10 mL

1 Manómetro de rama abierta

1 Vaso de precipitado de 2000 mL

1 Probeta de 50 mL

1 Termómetro de –1 a 101°C

1 Soporte universal Uno con pinzas para el termómetro

1 Tubo de ensayo Con tapón horadado

1 Parrilla de calentamiento Eléctrica

2 Tubo de vidrio grueso Diámetro de 0.7 cm

Tramos de manguera látex Las necesarias y de tamaño necesario

1 par Guantes de asbesto

1 hoja Papel milimétrico Lo debe traer el alumno



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1 Tableta de Alkaseltzer La debe de traer el alumno.

Agua La necesaria

Mercurio El necesario


1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. 3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) Lee dos veces las etiquetas de cada frasco. 5) Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro. 6) Para calentar una sustancia coloca el tubo en un soporte y mueve el mechero. 7) No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 8) Siempre usar bata y anteojos protectores. 9) No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas. 10) Nunca pruebes ni ingieras las sustancias. 11) No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. 12) No se llevan reactivos fuera del laboratorio. 13) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación. 14) Maneja el mercurio bajo la campana y evita el contacto con la piel, así como la inhalación de los vapores.


(Ver diagramas adjuntos)

a) Experimento # 1.- Se realiza un primer experimento utilizando el equipo de la figura 1. Se llena la

jeringa con 6 mL. de aire y se conecta el manómetro, que tendrá el mismo nivel de agua en las dos

ramas. Se varía el volumen comprimiendo primero el gas y después expandiéndolo, anotando en cada

ocasión la presión registrada en el manómetro. Cada lectura debe hacerse dejando que el sistema

alcance equilibrio térmico con el ambiente; se deja de 3 a 5 minutos por lectura.

b) Experimento # 2.- Este experimento se realiza empleando el equipo de la figura 2. Aquí el sistema

debe permanecer a temperatura constante y se harán variaciones del volumen del gas que se

encuentra encerrado en el tubo de la derecha, moviendo el tubo de la izquierda de arriba hacia abajo o

viceversa, y el desnivel del mercurio leído en el papel milimétrico nos dará la presión manométrica a

la que se encuentra el gas. Para cada volumen nuevamente se elabora una tabla de datos de volumen y

presión manométrica, cuidando que cada lectura se realice después de dejar que el sistema gaseoso

equilibre su temperatura con la del ambiente. Se recomienda que se dejen 5 minutos para lograr el

equilibrio térmico.



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c) Experimento # 3.- En este experimento se utiliza el equipo mostrado en la figura 3, sustituyendo el

mechero por la parrilla eléctrica. En este caso el sistema gaseoso variará su volumen con la

temperatura a presión constante. Se voltea una probeta llena de agua sobre el agua contenida en el

vaso de precipitado cuidando que no se introduzcan burbujas de aire, después se introduce un gas que

puede ser CO2 , H2 O2 , aire, etc. En nuestro caso prepararemos CO2 en un tubo de ensayo que tiene

un tapón horadado, conectado con una manguera a la probeta. Se pone en el tubo 1/8 de la tableta de

Alkaseltzer y se le agrega 1 mL. de agua, tapando inmediatamente el tubo, el gas CO2 producido,

entrará a la probeta y cuidaremos que se llene a la mitad de su capacidad. Terminada la operación se

retira la manguera y el sistema listo para realizar el experimento.

La probeta de 50 mL, debió quedar con 25 mL de CO2 atrapados. Con este volumen iniciamos el

calentamiento del sistema, utilizando la parrilla para que el volumen del gas se expanda hasta 49 mL

aproximadamente, en este punto se anota la temperatura del baño y se deja de calentar el sistema. Se

elabora una tabla de datos de volumen en (mL) y temperatura (C), dejando que el gas se enfríe

durante 15 minutos anotando los datos de V y T cada minuto o cada que se note una variación de

volumen en el gas.

RESULTADOS Y CÁLCULOS:

Experimento # 1.- Elaborar una tabla de datos de volumen y presión manométrica.

Determine la presión absoluta y conviértela a las siguientes unidades:

mm Hg, atm, lb/plg2, N/m

2 , Kg/m

2 , dinas/cm

2 , bares, lb/pie

2 , Kg/cm

2 , torr.

Experimento # 2.- Dibuja la gráfica de presión vs Volumen y trazar la isoterma.

Experimento # 3.- Grafica volumen vs. Temperatura y traza la isobara.


Figura 1. Instalación del equipo en el experimento #1



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Figura 2. Instalación del equipo en el experimento #2

Figura 3. Instalación del equipo en el experimento 3

CUESTIONARIO:

1. Define que es un proceso isobárico, isocórico e isotérmico.

2. Un gas ideal a 340 K se calienta a presión constante hasta que su volumen aumenta en un 18% ¿Cuál

es la temperatura final del gas?

3. ¿Qué es una ecuación de estado?

4. Define un gas ideal.

5. Además del manómetro que otros instrumentos se utilizan para medir presión.



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BIBLIOGRAFÍA:

Cernuschi, F. & Signorini E. (1968) Enseñando Física mediante experimentos. Argentina: Eudeba

Morones, G. (1979). Prácticas de laboratorio de Física. México: Harla


Davis, Jr. J. & Macnab, W. K. (1975). Manual de laboratorio para Química: experimentos y teorías. España:

Reverté S.A

Granet, I. (1989). Termodinámica. México: Prentice Hall





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OBJETIVO:

MARCO TEÓRICO:

Cuando se introducen distintos gases en un mismo recipiente, éstos se mezclan rápidamente y a temperatura

constante, la temperatura total ejercida por la mezcla de gases en un volumen definido es igual a la suma de

las presiones parciales, es decir, la suma de las presiones individuales que cada gas ejercería si ocupase él

solo el mismo volumen total.

Ptotal = P1 + P2 + P3 +........ Pi

P1 , P2 , P3 , ....... = presiones parciales de los gases 1, 2, 3, ..............

Pi = presión parcial del gas i-ésimo.

Suponiendo comportamiento ideal es posible aplicar la ecuación de los gases ideales para cada gas:

ni RT

Pi = V

En la ecuación anterior se puede sustituir el número de moles del gas i-ésimo por el cociente de su masa en

gramos entre su masa molecular (g/mol):

n1 = m1/M1

P1 = (m1/M1) (RT/V)

De esta expresión se obtiene la masa molecular en función de los parámetros experimentales:

VP

RTmM

i

ii

Determinar el peso molecular de un líquido volátil empleando el método de las presiones parciales.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: DETERMINACIÓN DE PESOS MOLECULARES DE LIQUIDOS

VOLATILES. METODO DE PRESIONES PARCIALES.





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Donde:

T = temperatura absoluta (K)

m1 = masa del gas o vapor considerado

R = constante universal de los gases

Pi = presión parcial del gas i-ésimo

V = volumen del recipiente

M1 = masa molecular del gas i-ésimo.

Lo anterior es aplicable sólo a gases que cumplan con el modelo ideal, pero bajo ciertas condiciones de

temperatura es posible aplicarlo a vapores de líquidos volátiles.


1 Matraz de bola de boca ancha De fondo plano de 1000 mL

1 Termómetro -10 a 110

1 Tubos de vidrio Los necesarios

1 Tapón trihoradado para el matraz

1 Manómetro de rama abierta

2 Tramos de manguera de látex De 15 a 20 cm.

1 Soporte universal

1 Pinzas Mohr

2 Pipetas Pasteur Para el líquido volátil, no se regresarán ya que se

utilizarán para fabricar la ampolleta

1 Cronómetro

1 Parrilla de calentamiento

1 Pinzas de 3 dedos

1 Mechero de Bunsen

1 Cristalizador o recipiente metálico Que permita poner el matraz en baño maría y que

lo cubra en su totalidad

1 Pinzas para crisol

1 Jeringa con aguja Desechable


La necesaria Acetona Según la ampolleta


1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso.



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3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) Lee cuidadosamente las etiquetas de cada frasco. 5) Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro. 6) Para calentar una sustancia coloca el tubo en un soporte y mueve el mechero. 7) No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 8) Siempre usar bata y anteojos protectores. 9) No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas. 10) Nunca pruebes ni ingieras las sustancias. 11) No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. 12) No se llevan reactivos fuera del laboratorio. 13) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación. 14) Maneja el mercurio bajo la campana y evita el contacto con la piel, así como la inhalación de los vapores.


Ver Dibujo 1

a) Se verifica que el equipo esté limpio y seco.

b) Para realizar esta práctica se necesita fabricar la ampolleta, siguiendo lo siguiente:

1. Se conecta el mechero al fuego y se enciende.

2. Con ayuda de las pinzas para crisol se toma un extremo de la pipeta y del otro con la mano, a

modo que quede el extremo que se tiene sostenido con las pinzas en el fuego. Ya que se ha

calentado el vidrio a temperatura de fusión, se troza a modo de que ese extremo quede sellado.

3. Se procede a pesar con todo y la punta trozada previamente.

4. Se le introduce un poco de acetona (líquido volátil) a la ampolleta con ayuda de la jeringa y aguja,

no se debe de colocar demasiado, si no, no se podrá cerrar.

5. Teniendo esto se procede a cerrar el otro extremo cuidando de que el fuego no este muy cerca del

líquido volátil, terminando esto se pesa y por diferencia se calcula la masa del líquido volátil

contenido en la ampolleta.

b) Se introduce la ampolleta con el líquido volátil dentro del matraz de bola, cuidando de no romperla.

c) Se arma el aparato de la figura 1, verificando que las uniones queden ajustadas para evitar fugas al

efectuar el experimento.

d) Se introduce el matraz en el baño de agua a una temperatura constante superior a la de ebullición del

líquido volátil. (cuando menos 5°C por encima de la ebullición del líquido volátil).

e) Al introducir el matraz en el baño se incrementa la temperatura del aire contenido en el interior

provocando su expansión y la salida de aire por el extremo abierto. Se registra la temperatura a

intervalos de un minuto (durante 20 min.) y cuando ya no varíe apreciablemente, se sella el tubo

látex con las pinzas Mohr. Se continúa el registro de la temperatura durante 5 minutos más. Considere

esta última temperatura como la de trabajo.



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f) Se registra la diferencia de niveles de las ramas del manómetro de mercurio. Considere ésta como la

presión manométrica inicial.

g) Se sacude bruscamente el matraz para romper la ampolleta y liberar el líquido volátil.

h) Se registra el incremento de presión cada 15 segundos durante 2 minutos. (Considere la última lectura

como el valor de P).


Figura 1. Montaje experimental

CUESTIONARIO:

1. Calcula la presión parcial del líquido evaporado (P1) como la diferencia de presiones de los incisos

“h” y “f”.

2. Calcula la masa molecular sustituyendo los parámetros experimentales en la ecuación:

VP

RTmM

i

ii

3. La composición del aire en tanto por ciento en masa es, N2 75.5, O2 23.2 y otros gases 1.3 ¿Cuál es la

presión parcial de cada componente cuando la presión total es de 2 atm?

4. ¿Cómo definimos la presión parcial de un gas?



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BIBLIOGRAFÍA:

Castellan, G.W. (1987). Fisicoquímica. México: Addison-Wesley Iberoamericana.

Chang, R. (2008). Fisicoquímica (3a ed.). México:Mc Graw hill.

Ball, D. W. (2004). Fisicoquímica. México: Thomson International

Maron, S.H. & Lando, J. B. (1990). Fisicoquímica Fundamental. México: Limusa.

Sienko/Plane. (1990). Química, principios y aplicaciones. México: Mc Graw Hill.

Moore, W. J. (1986). Fisicoquímica Básica. México: Prentice-Hall.





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1

OBJETIVO:

...............................................................................................................................................................................

...............................................................................................................................................................................



MARCO TEÓRICO:

Cuando se aplica o elimina calor a una sustancia esta experimenta un aumento o una disminución en su

temperatura, es decir, se calienta o se enfría. En esta práctica se aplicará lo que se conoce como calor

sensible.

Si se tratan distintas sustancias que se encuentren a la misma temperatura y de alguna manera se les

aplica una misma cantidad de calor durante un mismo tiempo, alcanzarán distintas temperaturas al final de la

experiencia, este comportamiento se puede describir físicamente y en forma cuantitativa considerando que

difieren en una propiedad llamada “Capacidad calorífica” ésta se define como: La cantidad de calor que hay

que proporcionar a una sustancia de masa (m) para que experimente un incremento en su temperatura de 1oC.

Si Q es el calor que al ser absorbido por una sustancia de masa m provoca en esta un aumento de

temperatura t entonces

T

QCc

Ecuación 1

En donde también

Cc=m Cp Ecuación 2

Despejando Q de la ecuación 1 se obtiene:

Q=Cc T Ecuación 3

Sustituyendo la ecuación 2 en la ecuación 3 se obtiene:

Q=mCp T Ecuación 4

A esta expresión se le conoce con el nombre de cantidad de calor la cual puede ser positiva o negativa si se

trata de calor absorbido o desprendido cuando se calienta o se enfría una sustancia.

Verificar el intercambio de calor entre dos o mas sustancias cuando se mezclan, aplicando el principio de

conservación de la energía (primera ley de la termodinámica) utilizando los valores de calor específico de

las sustancias o determinarlos.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: CALORIMETRIA





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1 Calorímetro con tapa y agitador


1 Vasos de precipitados 200 mL

1 Pinzas para crisol

1 Parrilla eléctrica de calentamiento

1 Barra de cobre 7 cm x .05 cm de diámetro

1 Rondana de acero 5 cm de diámetro

2 Vasos de precipitados 100 mL


Agua de la llave La necesaria


1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. 3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) Lee cuidadosamente las etiquetas de cada frasco. 5) Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro. 6) Para calentar una sustancia coloca el tubo en un soporte y mueve el mechero. 7) No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 8) Siempre usar bata y anteojos protectores. 9) No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas. 10) Nunca pruebes ni ingieras las sustancias. 11) No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. 12) No se llevan reactivos fuera del laboratorio. 13) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación.


PARTE A:

1. Pesa en un vaso de precipitados aproximadamente 100 g de agua de la llave.

2. Calienta el agua a (50oC).

3. Verter en el vaso adiabático del calorímetro el agua caliente.

4. Pesa en otro vaso de precipitados aproximadamente 50 g de agua.

5. Determina las temperaturas del agua, en el vaso adiabático del calorímetro y la del vaso de precipitado

6. Adiciona el agua del vaso de precipitado al vaso adiabático, tapa y agita lentamente para mezclar las dos



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cantidades de agua.

7. Determina la temperatura final de la mezcla

8. Anota los datos del experimento en la tabla siguiente:

9. Calcule la temperatura de la mezcla del agua.

PARTE B:

1. Pesa en la balanza analítica la barra de cobre

2. Toma con las pinzas la barra de cobre y calienta

3. Determina la temperatura de la mezcla de la experiencia en la parte I

4. Coloca la barra de cobre caliente dentro del vaso adiabático que contiene el agua destilada, agita

lentamente.

5. Determina la temperatura final del sistema agua-barra de cobre

6. Anota los datos en la tabla siguiente:

7. Con estos datos calcula la temperatura a la que calentamos la barra de cobre.

PARTE C:

1. Pesa la rondana de acero, la cual está a la temperatura que existe en el laboratorio.

2. Calienta el agua destilada que se encuentra en el vaso adiabático del experimento de la parte b sin la barra

de cobre cuya masa conocemos (80 oC).

3. Determine la temperatura del agua destilada caliente dentro del vaso adiabático.

4. Coloca la rondana de acero dentro del agua del vaso adiabático, agitar lentamente.

5. Determine la temperatura final del sistema en equilibrio

Masa del agua m1 g

Masa del agua del vaso de precipitado m2 g

Temperatura del agua caliente T1 oC

Temperatura de agua fría T2 oC

Temperatura de la mezcla Tf oC

Calor específico del agua caliente Cp1 Cal/goC

Calor específico del agua fría Cp2 Cal/goC

Masa del agua g

Masa de la barra de cobre g

Temperatura del agua oC

Temperatura del sistema agua-cobre oC

Calor específico del agua Cal/g oC

Calor específico del cobre Cal/g oC



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6. Anota los datos obtenidos durante la práctica en la siguiente tabla.

7. Con los datos obtenidos calcula cuál es el calor específico del material que está hecha la rondana.


Ninguno.

CUESTIONARIO:

1. Define capacidad calorífica

2. Cómo se define un sistema termodinámico en equilibrio.

3. Para un gas ideal se cumple que PV/T es constante, cualesquiera que sean los cambios que sufra. Un gas

ideal tiene un volumen de 0.02271 m3 mol

-1 a 0

oC y 1 bar. En este problema se considera aire como gas

ideal con capacidades caloríficas constantes Cv= 5/2R y Cp=7/2R. Las condiciones iniciales del aire son 1

bar y 25oC, luego se comprime a 5 bar y 25

oC por dos procesos diferentes. Calcule el calor y el trabajo

requeridos así como U y H por cada una de las siguientes trayectorias a) Enfriamiento a presión

constante seguido de calentamiento a volumen constante, b) Calentamiento a volumen constante seguido

de enfriamiento a presión constante.

BIBLIOGRAFÍA:







Masa del agua

g

Masa de la rondana de acero g

Temperatura del agua oC

Temperatura del ambiente en el laboratorio oC

Temperatura final del sistema (equilibrio) oC

Calor específico del agua Cal/g oC



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1

OBJETIVO:

...............................................................................................................................................................................

...............................................................................................................................................................................



MARCO TEÓRICO:

El calor de reacción en una reacción química es la cantidad de calor intercambiado durante la reacción y esta

en función de una cantidad dada de reactivos o productos. En toda reacción se producen cambios materiales

que obedecen a la ley de la conservación de la masa y cambios energéticos que obedecen la ley de la

conservación de la energía. De tal modo que la energía que se intercambia en una reacción química depende

del tipo de reacción, la cantidad de sustancias que intervienen y de las condiciones de presión y temperatura

en las que se efectúa el proceso.

Cuando una reacción química lleva a cabo, existe el rompimiento de enlaces químicos, lo cual involucra una

absorción de energía del ambiente además de la formación de nuevos enlaces lo cual genera energía. Cuando

se absorbe más energía para romper enlaces que la liberada durante la formación de nuevos enlaces, se habla

de una reacción exotérmica. Si al contrario, se libera energía al medio se dice que la reacción es exotérmica.

El calor liberado o absorbido en una reacción química se denomina entalpía (H) y la variación de entalpía se

conoce como ΔH, cuando productos y reactivos están a presión constante.

Por consiguiente:

Qreacción = ΔHreacción ec. (1)

La ley de Hess dice que el cambio de entalpía para cualquier reacción depende de los productos y reactivos,

además es independiente de la ruta o número de pasos entre los productos y los reactivos. Por lo que de

manera teórica es posible determinar el calor de reacción a partir del calor de formación de los productos

menos el calor de formación de los reactivos.

Determinar el calor de reacción en dos sistemas diferentes:

- Reacción de disolución

- Reacción de dilución

Verificar experimentalmente la ley de Hess.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: CALOR DE REACCIÓN: LEY DE HESS.





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ΔHreacción = ΣΔHproductos - ΣΔHreactivos ec. (2)

+ΔH = reacción endotérmica

-ΔH = reacción exotérmica

La determinación experimental de la entalpía de reacción se puede realizar empleando calorímetros. Esta

determinación se basa en un cambio de temperatura observado al efectuarse la reacción.


1 Calorímetro


1 Agitador

1 Probeta de 250 mL

2 Vasos de precipitados de 500 mL


KOH Para preparar solución al 9% w/w HNO3 Para preparar solución al 9% w/w


1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. 3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) Lee cuidadosamente las etiquetas de cada frasco. 5) Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro. 6) Para calentar una sustancia coloca el tubo en un soporte y mueve el mechero. 7) No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 8) Siempre usar bata y anteojos protectores. 9) No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas. 10) Nunca pruebes ni ingieras las sustancias. 11) No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. 12) Recuerda siempre agregar el ácido sobre la base (agua) y no al revés. 13) No se llevan reactivos fuera del laboratorio. 14) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación.



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Calor de disolución del KOH(s) en agua

1. Colocar 100 mL de agua temperatura ambiente en el calorímetro, medir la temperatura hasta que sea

constante.

2. Agregar al calorímetro 4 g de KOH. El termómetro debe estar en el interior del calorímetro, agitar en

forma constante.

3. Registrar la temperatura máxima alcanzada por la disolución total del KOH.

4. Guardar la solución.

Calor de reacción para la producción de KNO3 (aq)

1. Colocar 100 mL de HNO3 9% w/w en el calorímetro, medir la temperatura hasta que sea constante.

2. Agregar al calorímetro 8 g de KOH, el termómetro debe estar en el interior y en contacto con el medio.

3. Agitar en forma constante.

4. Registrar la temperatura máxima alcanzada.

Calor de reacción para la producción de KNO3(aq) a partir de KOH(aq) y HNO3(aq)

1. Colocar de 100 mL HNO3 9% w/w en el calorímetro, medir la temperatura hasta que sea constante.

2. Colocar de 100 mL KOH 9% w/w en un vaso de precipitados y registrar la temperatura. Ambas soluciones

deben tener una temperatura similar (no debe variar por más de 0.2 °C).

3. Agregar la solución de KOH en el calorímetro.

4. Agitar, homogenizar la solución.

5. Registrar la temperatura máxima alcanzada.

Nota: lavar el termómetro y el calorímetro entre cada experimento. Realizar cada proceso por triplicado.

Tabla 1. Temperaturas obtenidas en los sistemas de reacción.

Sistema Componente T inicial (°C) T final (°C) Moles* de KOH

a Agua

Mezcla

b HNO3 18.9%

Mezcla

c

HNO3 25% M

KOH 3.58%

Mezcla

*En la parte a y b el número de moles se obtiene a partir de los gramos empleados y en la parte c se

determina a partir de la concentración y el volumen de la solución empleado.



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NINGUNO

CUESTIONARIO:

1. Escriba la reacción general de neutralización que se llevó a cabo en los puntos b y c.

2. Calcule el calor de reacción estándar (ΔH°) a partir de los siguientes calores de formación estándar ΔH°f:

ΔH°f KOH(s) = -102 kcal/mol

ΔH°f HNO3(aq) = -41.35 kcal/mol

ΔH°f KNO3(s) = -118 kcal/mol

ΔH°f H2O(aq) = -68.3 kcal/mol

3. Determine el calor de reacción teórico en cada uno de los sistemas considerando lo siguiente:

ΔHreacción = ΔHproductos - ΔHreactivos (3)

4. Determine el calor de reacción experimental considerando

Q = ΔH

Q reacción = mcalorímetro Cpcalorímetro ΔT + maguaCpaguaΔT + qperdido (4)

Deberá buscar la capacidad calorífica del calorímetro en la literatura.

5. Determine la eficiencia del proceso mediante la siguiente relación:

η = 100*Qreacción / Qteórico

6. Mencione que consideraciones podrían aumentar la eficiencia del proceso realizado en la presente

práctica.

7. Investigue las aplicaciones de la ley de Hess.

BIBLIOGRAFÍA:





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Mortimer, C. E. (1986), Química, México: Iberoamericana.





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1

OBJETIVO:

...............................................................................................................................................................................

...............................................................................................................................................................................



MARCO TEÓRICO:

El Primer Principio no es suficiente para definir la Termodinámica, por lo que el Segundo Principio impone

una condición adicional a los procesos termodinámicos. Así, según el primer principio, el motor de un barco

podría tomar el calor del mar para moverlo, situación que es completamente imposible. Esta imposibilidad

viene definida por dos enunciados equivalentes.

Enunciado de Clausius

No es posible un proceso cuyo único resultado sea la transferencia de calor de un cuerpo de menor

temperatura a otro de mayor temperatura.

Enunciado de Kelvin-Planck

No es posible un proceso cuyo único resultado sea la absorción de calor procedente de un foco y la

conversión de este calor en trabajo.

La entropía del sistema S se afecta por dos factores, el flujo de calor Q y la entropía que entra al sistema

dSTot debido a la irreversibilidad. Esta adición de entropía es cero cuando el proceso es reversible y siempre

es positivo cuando el proceso es irreversible. Así, uno puede decir que el sistema desarrolla fuentes que

generan entropía durante un proceso irreversible.

Para calcular las variaciones de entropía de un proceso real (irreversible) hemos de recordar que la entropía

(como la energía interna) depende solamente del estado del sistema. Una variación de entropía cuando el

sistema pasa de un estado A a otro B de equilibrio depende solamente del estado inicial A y del estado final

B.

Para calcular la variación de entropía ΔS de un proceso irreversible entre dos estados de equilibrio,

Demostrar la relación entre ΔS y espontaneidad para procesos en sistemas aislados.

NOMBRE DE LA PRÁCTICA: DETERMINACIÓN DE S EN UN SISTEMA AISLADO.





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imaginamos un proceso reversible entre el estado inicial A y el estado final B y calculamos para este proceso

ΔS= ∫ dQ T

La entropía de un sistema aislado que experimenta un cambio siempre se incrementa. En un proceso

reversible la entropía del sistema aislado permanece constante.


1 Probeta de 50 mL

2 Termómetros digitales

2 Vasos de precipitados de 150 mL

2 Vaso de Unicel con tapa Lo debe traer el alumno

1 Cronómetro

1 Guante de asbesto

1 Agitador magnético

1 Parrilla de agitación con calentamiento


Agua destilada La necesaria

Hielo El necesario


1) Seguir con exactitud el método de trabajo. 2) Antes de iniciar con el experimento es conveniente leer con cuidado las instrucciones, para comprender bien la razón de cada paso. 3) Antes de empezar el experimento, se deben tener a la mano todas las sustancias, instrumentos o aparatos que se utilizarán. 4) Lee cuidadosamente las etiquetas de cada frasco. 5) Utiliza el agitador para vaciar los líquidos de un recipiente a otro. 6) Para calentar una sustancia coloca el tubo en un soporte y mueve el mechero. 7) No haga el alumno experimentos por su propia cuenta, sin consultar previamente con el profesor. 8) Siempre que sea posible usen anteojos protectores, batas especiales, guantes, etc. 9) No tomes con las manos los recipientes calientes; utiliza pinzas. 10) Nunca pruebes ni ingieras las sustancias. 11) No se deben mezclar sustancias sin saber, para ver qué pasa. 12) No se llevan reactivos fuera del laboratorio. 13) No se juega dentro del laboratorio ni mucho menos a la hora de estar haciendo la experimentación. 14) No pesar en la balanza analítica líquidos que se encuentren: calientes o sean volátiles (emisión de vapor)

porque dañan el mecanismo de la balanza y, además, el peso estará variando.

A

B



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1) Pesar el vaso de unicel con tapa, termómetro y agitador magnético.

2) Colocar 50 mililitros de agua destilada en un vaso de unicel con la probeta y colocar el termómetro,

agitador y tapa. 3) Determinar la cantidad de agua mediante diferencia de masas.

4) Medir la temperatura cada 30 segundos durante cinco minutos.

5) Mientras tanto, colocar aproximadamente 120 gramos de agua destilada en un vaso de precipitados y

calentar a una temperatura ligeramente superior a 60oC. Colocar un termómetro en el vaso.

6) En el minuto cinco, agregar aproximadamente 100 gramos de agua a 60oC (tomar el dato de temperatura

antes de agregar) en el vaso de unicel. Tapar y agitar, midiendo la temperatura cada 3 segundos durante un

minuto.

7) Seguir tomando temperatura cada 30 segundos durante 10 minutos más.

8) Determinar la masa de agua caliente que se agregó mediante diferencia de masas.

Registro y Manejo de Datos

Masa del sistema vacío:_______g Masa del sistema con agua fría:_______g

Masa del vaso con toda el agua:_______g Temperatura inicial del agua caliente:________oC

Agua ambiente Mezcla final(c/3 seg x 1 minuto) cont. Mezcla final (c/30 seg X 10 min)

1. Con los datos obtenidos, trazar una gráfica de temperatura vs tiempo por medio de Excel

con las siguientes consideraciones:

a) Utilizar para graficar únicamente las lecturas registradas cada 30 segundos después de la mezcla.

b) Hacer una regresión lineal y de la ecuación de la recta obtenida tomar la ordenada al origen como

temperatura de equilibrio.

c) Registrar la temperatura de equilibrio

2. Establece qué tan grande es el error que se genera por no determinar la constante del calorímetro.

a) Calcula el calor cedido por el agua caliente.

b) Calcula el calor ganado por el agua fría.

c) ¿Qué tan distintos son?

d) ¿A qué se debe?



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3. Calcular ΔS para el agua caliente.

a) Determinar las moles de agua caliente y su temperatura antes del mezclado.

b) Podemos usar ΔS=n∫ Cp/T dT y considerar Cp constante. Así, nos queda ΔS=n Cp ln(Teq/T0)

4. Calcular ΔS para el agua fría.

5. Calcular ΔS para el proceso. ΔS= ΔSaf+ ΔSac


Ninguno.

CUESTIONARIO:

CUESTIONARIO:

1. ¿Por qué sigue bajando la temperatura cuando se ha alcanzado la temperatura de equilibrio?

2. ¿Qué significado tiene ΔS para un proceso en un sistema aislado?

3. Investiga el valor de Cp para el agua a distintas temperaturas y analiza qué tan válido fue usarla como

constante.

4. ¿Qué mejoras propondrías para esta práctica?

BIBLIOGRAFÍA:

R. Acevedo y M.E. Costas. (2006) Experimentos Básicos en Termodinámica Clásica Elemental. México:

Facultad de Química, UNAM.







Mortimer, C. E. (1986), Química, México: Iberoamericana.

I.N. Levine. (1996). Fisicoquímica. México: McGraw-Hill.

P.W. Atkins. (1994) Physical Chemistry. USA: Oxford University Press.



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Manual Termo dinamica