Lab2.Docx QUIMICA (2)
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UNIDAD EDUCATIVA BILINGÜE NUEVO MUNDO
LABORATORIO DE QUÌMICA
CURSO: III BACHILLERATO PRÁCTICA Nº 1
DOCENTE: César Serrano FECHA: Julio 30,2014
ESTUDIANTE: Natalia Portilla, María del Carmen Palacios
Tema: Cálculo de variación de entalpía
Planteamiento del problema: ¿En qué medida varía la entalpía y la liberación de hidrógeno
que se produce en la reacción de distintas cantidades de hierro en polvo (Fe) (0.1± 0.1gr, 0.3±
0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr) con agua destilada (H2O) (4.0±0.2mL) sometido al
calor al producir óxido ferroso durante 2.0±0.2min?
Objetivo: Identificar la variación de entalpía y la liberación de hidrógeno que se produce en
la reacción de hierro en polvo (Fe)(0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr)
con agua (H2O)(4.0±0.2mL) sometido al calor, al producir óxido ferroso durante
2.0±0.2min.
Variables
Independientes
Distintas cantidades de Hierro (Fe): 0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr,
0.9± 0.1gr
Cantidad de Agua destilada(H2O): 4.00±0.2mL
Dependiente
Temperatura inicial
Temperatura final
Hidrógeno desprendido
Controlada
Duración de la solución en presencia de calor (2.0±0.2min)
MÉTODO DE CONTROL DE VARIABLES:
Las distintas cantidades de gramos de hierro en polvo: 0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr,
0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr serán pesadas en una balanza digital ±0.1gr., la cual tiene que será
tarada antes de su uso. Del mismo modo, para obtener la cantidad adecuada de agua destilada
(4ml±0.2ml) esta será medida en un probeta para después verterla en con el hierro y producir
la reacción química. Ambas sustancias se dejaran caer en el kitasato y serán expuestas al
calor. Se controlará el tiempo de la reacción durante 2.0±0.25min.Se identificará y medirá la
cantidad de hidrógeno desprendido, tomando una fotografía de la probeta conectada al
kitasato, para una determinación más exacta de los valores. Por otro lado utilizando la
fórmula de la entalpia se identificará la variación de la misma,
adicionalmente se necesitan las temperaturas de la reacción en un inicio y al final.
OPERACIONES PARA EL CÁLCULO DE ENTALPÍA:
Con 0.1±0.1gr:
74.0 – 26.0 = 48.0
74.0 – 28.0 = 46.0
77.5 – 29.0 = 48.5
76.5 – 31.0 = 45.5
78.0 – 31.0 = 47.0
Con 0.3 ±0.1gr:
73.0 – 25.0 = 48.0
75.0 – 29.0 = 46.0
73.0 – 29.0 = 44.0
72.0 – 30.0 = 42.0
77.0 – 25.0 = 52.0
Con 0.5±0.1gr:
75.0 – 27.0 = 48.0
75.0 – 27.0 = 48.0
75.0 – 25.0 = 50.0
78.0 – 28.0 = 50.0
82.0 – 29.0 = 53.0
Con 0.7 ±0.1gr:
63.0 – 26.0 = 37.0
78.0 – 26.0 = 52.0
79.0 – 27.0 = 52.0
75.0 – 28.0 = 47.0
80.0 – 28.0 = 52.0
Con 0.9 ±0.1gr:
65.0 – 23.0 = 42.0
74.0 – 27.5 = 46.5
72.0 – 28.0 = 44.0
71.0 – 27.0 = 44.0
69.0 – 28.0 = 41.0
ECUACIÓN QUÍMICA DE LA REACCIÓN:
Fe + H2O ---- FeO + H2O
MARCO TEÓRICO:
La entalpía “es una propiedad extensiva (depende de la cantidad de materia presente) que se
puede emplear para obtener el calor absorbido o desprendido por una reacción química.”.
(Pozuelo, 2008). Esto quiere decir que todo tipo de reacción que sufre una variación de
temperatura está empleando un calor de reacción o entalpía ya que se realiza un intercambio
de energía con su entorno, ya sea que la pierda o a la absorba. Lo seguro es que la energía
nunca se elimina, ni se crea, sólo se transforma, como lo dice (EcuRed, s.f.). Por otra parte,
hay varios tipos de entalpía; según (quimicapura123, 2005) los más importantes son “entalpía
de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía
de enlace, entre otros”. De aquí se utilizará el concepto de entalpía de reacción o calor de
reacción que es “el calor absorbido o desprendido en dicha reacción química cuando ésta
transcurre a presión constante”. (S.a., 2013). Por lo que se puede deducir que la entalpía de
una reacción, también se puede medir por variación de temperatura de una solución con
respecto a su entorno. Para ello es necesario aplicar la siguiente ecuación:
. (Wikipedia, 2014). De acuerdo a (ITESCAM, 2014) con
respecto a la entalpía existen dos procesos: los endotérmicos, cuando se absorbe energía; y
los exotérmicos, cuando la energía se libera. Asimismo, el hidrógeno que se desprende de una
reacción demuestra el rol de la variación de energía o calor de reacción, para transformar la
solución; como lo expone (sites.google.com., s.f.) que “para romper 1 mol de enlaces de la
molécula de hidrógeno H2 se necesitan 436 KJ.”. Finalmente, (química.es, 2013) expone que
“la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al
sistema en cuestión.”. Por consiguiente, la entalpía es la diferencia entre la temperatura final
y la inicial de una reacción química.
MEDIDAS DE SEGURIDAD:
Asegurarse de utilizar el mandil correspondiente para trabajar en el laboratorio.
Colocarse mascarilla y gafas con el fin de prevenir cualquier contacto de las
sustancias con el rostro y los ojos.
Utilizar guantes térmicos cuando se va a exponer la mezcla ante el fuego, para evitar
quemaduras.
Utilizar guantes para proteger las manos y no contaminar los materiales. Asimismo,
para evitar el contacto directo con las distintas sustancias.
Manipular de manera correcta los materiales del laboratorio para evitar su daño
Eliminar constantemente los desechos, identificando si deberán verterse por el drenaje
o depositarse en tachos de basura, para conservar el ambiente de trabajo ordenado y
libre de impurezas.
Antes de eliminar los restos de sustancias líquidas por el drenaje, se deberá primero
mezclarla con agua con el fin de diluirlas y disminuir su concentración (el ácido
clorhídrico en especial, pues es una sustancia corrosiva).
Al finalizar el experimento limpiar los instrumentos para conservarlos en buen estado
y guardar la balanza.
Desinfectar las manos.
MATERIALES:
1 probeta (250.0±0.2ml).
1 probeta (10.0±0.2ml).
1 manguera de hule (30.0±0.1cm).
1 kitasato (250.0ml±0.2ml).
1 soporte universal
1 Balanza digital ±0.1 g.
1 vaso de precipitación (500.0±0.2ml).
1 cronómetro ±0.25min.
2 pares de guantes térmicos
2 mandiles
2 pares de gafas
1 caja de fósforos
1 cámara fotográfica
1 Cuaderno
1 Pluma
1 embudo de vástago largo
1 espátula
1 agitador
1 Mechero
1 Tela metálica con asbesto
1 vidrio de reloj
1 termómetro
Plastilina
1 tapón
2 pinzas
3 dobles nueces
1 anillo de fierro
SUSTANCIAS:
Hierro en polvo (Fe) (0.1±0.1gr), (0.3±0.1gr), (0.5±0.1gr), (0.7±0.1gr), (0.9±0.1gr)
Agua destilada (H2O) (4.0ml±0.2ml)
MÉTODO DE RECOLECCIÓN DE DATOS:
1. Utilizar el equipo de protección adecuado para prácticas de laboratorio:
a) Colocarse el mandil.
b) Ponerse los guantes.
c) Colocarse las gafas para proteger los ojos.
2. Armar el equipo de trabajo:
a) Llevar todos los materiales y sustancias al lugar de trabajo asignado en el laboratorio.
b) Armar el soporte universal
c) Verificar que las probetas se encuentren secas para evitar errores de medición.
d) Controlar que el termómetro esté limpio y seco.
e) Cuidar que el cronómetro este en 0.
f) Calibrar la balanza.
3. Pesar la cantidad de hierro en polvo dependiendo el ensayo: la primera es (0.1±0.1gr)
4. Insertar la cantidad de hierro en polvo en el kitasato ubicado en el soporte universal.
5. En una probeta medir la cantidad necesaria de agua destilada (4.0±0.2ml).
6. Verter el agua destilada dentro del kitasato que contiene el hierro en polvo.
7. Con el termómetro medir la temperatura inicial del óxido ferroso:
a) Controlar el tiempo de medición (2.0±0.25min) utilizando un cronómetro (± 0.25min)
8. Cerrar el orificio del kitasato con un tapón para evitar el desprendimiento de hidrógeno.
a) Rodear con plastilina el espacio entre el tapón y el kitasato
9. Exponer el kitasato con el óxido ferroso al calor utilizando un mechero.
a) Controlar el tiempo expuesto al calor 2.0±0.25min) utilizando un cronómetro (±
0.25min)
10. Medir la cantidad de hidrógeno desprendido en la reacción:
a) Tomar una fotografía de la probeta.
b) Girar la fotografía para identificar la medida de la cantidad exacta de hidrógeno
desprendido.
11. Apagar el mechero y destapar el kitasato para medir la temperatura final del óxido ferroso
con el termómetro.
a) Controlar el tiempo durante (2.0±0.25min) utilizando un cronómetro (± 0.25min) para
identificar el valor de la temperatura final.
12. Anotar los resultados de la temperatura inicial, final e hidrógeno desprendido en las tablas
para compararlos luego.
13. Repetir los pasos desde el 3 al 11 del método de obtención de datos, cinco veces con la
primera concentración de hierro (0.1±0.1gr); y después con las demás cantidades de hierro en
polvo: (0.3±0.1gr), (0.5±0.1gr), (0.7±0.1gr), (0.9±0.1gr). En total 25 repeticiones.
14. Con los datos obtenidos calcular la variación de entalpía de cada ensayo.
Gráfico #1: Esquema del Proyecto:
Foto #1: Materiales del Laboratorio
1. Kitasato
2. Soportes universales
3. Balanza eléctrica
4. Guantes térmicos
5. Mechero
6. Caja de fósforos
7. Manguera de hule
8. Probeta (250.0±0.2 ml)
9. Vaso de precipitación (500.0±0.2 ml)
10. Embudo de vástago largo
11. Espátula
12. Agitador
13. Cronómetro ±0.25 mn.
14. Vidrio de reloj
15. Probeta (10.0±0.2 ml)
16. Termómetro
17. Plastilina
18. 1 Tela metálica con asbesto
19. Tapón
20. Pinzas
21. Anillo de fierro
22. Dobles nueces
Foto #2: Sustancias
1. Agua destilada
2. Hierro en polvo(Fe)
Gráfico#2: Distintas concentraciones de hierro en polvo para la formación de óxido ferroso (0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr)
Foto #1: Ensayo con (0.1± 0.1gr) de hierro en polvo
Tomado por: María del Carmen Palacios
Compuesto de óxido férrico hecho con 0.1± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua
destilada en soporte universal lista después de haber sido ser expuesta al calor y
Haber controlado temperatura inicial y final así como hidrogeno desprendido.
Foto #2: Ensayo con (0.3± 0.1gr) de hierro en polvo
Tomado por: María del Carmen Palacios
Compuesto de óxido férrico hecho con 0.3± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua
destilada en soporte universal lista después de haber sido ser expuesta al calor y
Haber controlado temperatura inicial y final así como hidrogeno desprendido.
Foto #3: Ensayo con (0.5± 0.1gr) de hierro en polvo
Tomado por: María del Carmen Palacios
Compuesto de óxido férrico hecho con 0.5± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua
destilada en soporte universal lista después de haber sido ser expuesta al calor y
Haber controlado temperatura inicial y final así como hidrogeno desprendido.
Foto #4: Ensayo con (0.7± 0.1gr) de hierro en polvo
Tomado por: María del Carmen Palacios
Compuesto de óxido férrico hecho con 0.7± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua
destilada en soporte universal lista después de haber sido ser expuesta al calor y
Haber controlado temperatura inicial y final así como hidrogeno desprendido.
Foto #5: Ensayo con (0.9± 0.1gr) de hierro en polvo
Tomado por: María del Carmen Palacios
Compuesto de óxido férrico hecho con 0.9± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua
destilada en soporte universal lista después de haber sido ser expuesta al calor y
Haber controlado temperatura inicial y final así como hidrogeno desprendido.
RECOLECCIÓN Y PROCESAMIENTO DE DATOS:
Tabla #1: temperatura inicial y final de la solución de óxido ferroso formada por 0.1±
0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2ml de agua destilada, antes y después de su exposición
al calor.
# De Ensayo
Temperatura Inicial ºC
Temperatura Final ºC
Entalpía (H∆) ºC
1 26.0 74.0 48.0
2 28.0 74.0 46.0
3 29.0 77.0 48.0
4 31.0 76.0 45.0
5 31.0 78.0 47.0
29.0 75.8 46.8
Tabla #2: temperatura inicial y final de la solución de óxido ferroso formada por 0.3±
0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2ml de agua destilada, antes y después de su exposición
al calor.
# De Ensayo
Temperatura Inicial ºC
Temperatura Final ºC
Entalpía (H∆) ºC
1 25.0 73.0 48.0
2 29.0 75.0 46.0
3 29.0 73.0 44.0
4 30.0 72.0 42.0
5 25.0 77.0 52.0
27.6 74.0 46.4
Tabla #3: temperatura inicial y final de la solución de óxido ferroso formada por 0.5±
0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2ml de agua destilada, antes y después de su exposición
al calor.
# De Ensayo
Temperatura Inicial ºC
Temperatura Final ºC
Entalpía (H∆) ºC
1 27.0 75.0 48.0
2 27.0 75.0 48.0
3 25.0 75.0 50.0
4 28.0 78.0 50.0
5 29.0 80.0 51.0
27.2 76.6 49.4
Tabla #4: temperatura inicial y final de la solución de óxido ferroso formada por 0.7±
0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2ml de agua destilada, antes y después de su exposición
al calor.
# De Ensayo
Temperatura Inicial ºC
Temperatura Final ºC
Entalpía (H∆) ºC
1 26.0 60.0 34.0
2 26.0 78.0 52.0
3 27.0 79.0 52.0
4 28.0 75.0 47.0
5 28.0 80.0 52.0
27.0 74.4 47.4
Tabla #5: temperatura inicial y final de la solución de óxido ferroso formada por 0.9±
0.1gr de hierro en polvo y 4.0± 0.2ml de agua destilada, antes y después de su exposición
al calor.
# De Ensayo
Temperatura Inicial ºC
Temperatura Final ºC
Entalpía (H∆) ºC
1 23.0 70.0 47.0
2 27.5 74.0 46.5
3 28.0 72.0 44.0
4 27.0 71.0 44.0
5 28.0 69.0 41.0
26.7 71.2 44.5
Tabla #6: cantidad de hidrógeno desprendido de la exposición del óxido ferroso al calor
utilizando 0.1± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0±0.2ml de agua destilada
# DE ENSAYO HIDRÓGENO DESPRENDIDO ± 0.2ml
1 170.0
2 140.0
3 140.0
4 152.0
5 150.0
150.4
Tabla #7: cantidad de hidrógeno desprendido de la exposición del óxido ferroso al calor
utilizando 0.3± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0±0.2ml de agua destilada
# DE ENSAYO HIDRÓGENO DESPRENDIDO ± 0.2ml
1 100.0
2 110.0
3 160.0
4 120.0
5 150.0
128.0
Tabla #8: cantidad de hidrógeno desprendido de la exposición del óxido ferroso al calor
utilizando 0.5± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0±0.2ml de agua destilada
# DE ENSAYO HIDRÓGENO DESPRENDIDO ± 0.2ml
1 180.0
2 200.0
3 160.0
4 145.0
5 145.0
166.0
Tabla #9: cantidad de hidrógeno desprendido de la exposición del óxido ferroso al calor
utilizando 0.7± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0±0.2ml de agua destilada
# DE ENSAYO HIDRÓGENO DESPRENDIDO ± 0.2ml
1 60.0
2 120.0
3 140.0
4 150.0
5 180.0
130.0
Tabla #10: cantidad de hidrógeno desprendido de la exposición del óxido ferroso al
calor utilizando 0.9± 0.1gr de hierro en polvo y 4.0±0.2ml de agua destilada
# DE ENSAYO HIDRÓGENO DESPRENDIDO ± 0.2ml
1 70.0
2 110.0
3 110.0
4 100.0
5 80.0
94.0
Gráfico #3
0.1 0.3 0.5 0.7 0.942
43
44
45
46
47
48
49
50
46.846.4
49.4
47.4
44.5
Variación de la entalpía del óxido ferroso formado con distintas cantidades de hierro en polvo(0.1± 0.1gr, 0.3± 0.1gr, 0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr, 0.9± 0.1gr) y 4.0±
0.2mL de agua destilada
Variación de EntalpíaLinear (Variación de Entalpía)
Concentración del hierro en polvo en óxido ferroso
Enta
lpía
En este gráfico se puede analizar como existe un descenso de la entalpía cuando la cantidad
de hierro que conforma el óxido ferroso pasa de 0.1± 0.1gr a 0.3± 0.1gr. Sin embargo esta
entalpía asciende de 0.3± 0.1gr a 0.5 ± 0.1gr, para luego descender cada vez más conforme
las siguientes concentraciones aumentan.
Gráfico #4
0.1 0.3 0.5 0.7 0.90
20406080
100120140160180
150.4128
166
130
94
Cantidad de hidrógeno desprendido al exponer al calor óxido ferroso con (0.1± 0.1gr), (0.3± 0.1gr), (0.5± 0.1gr), (0.7± 0.1gr), (0.9± 0.1gr) de hierro en polvo y 4.0± 0.2mL de agua destilada
Variación de Hidrógeno desprendidoLinear (Variación de Hidrógeno desprendido)
Concentración del hierro en polvo en óxido ferroso
Hidr
ógen
o de
spre
ndid
o
En este gráfico se puede analizar como la cantidad de hidrógeno desprendido desciende a
medida que la cantidad de hierro aumenta. No obstante con una excepción de la
concentración de 0.3±0.1gr a 0.5±0.1gr ya que en este rango el hidrógeno desprendido es
mayor.
CONCLUSIÓN
Luego de haber analizado los datos se puede concluir que la entalpía de la reacción de oxido
ferroso al ser sometida al calor, varía considerablemente con las distintas concentraciones de
hierro en polvo. El promedio del calor de reacción disminuye de 46.8 a 46.4 H∆ entre las
soluciones con 0.1± 0.1gr y 0.3± 0.1gr de hierro en polvo, respectivamente. Por otro lado, la
entalpía aumenta de 46.4 a 49.4 H∆ entre las reacciones con 0.3± 0.1gr y 0.5± 0.1gr de hierro
en polvo. Finalmente, la entalpía toma un descenso proporcional entre las soluciones con
0.5± 0.1gr, 0.7± 0.1gr y 0.9± 0.1gr de hierro en polvo. De igual manera, el desprendimiento
de hidrógeno como producto de residuo, concuerda con la variación de la entalpía. En el
primer tramo (de 0.1± 0.1gr y 0.3± 0.1gr de hierro en polvo), el hidrógeno liberado
disminuye de 150.4 a 128.0 ±0.2 ml, al igual que el calor de reacción tuvo un descenso. Por
el contrario, la cantidad de hidrógeno que se pierde aumenta de 128.0 a 166.0 ±0.2 ml en el
siguiente tramo (de 0.3± 0.1gr a 0.5± 0.1gr de hierro en polvo), de la misma manera que
aumentó la entalpía. Por último la producción de hidrógeno mantiene la tendencia en declive
en las reacciones con soluciones de 0.5± 0.1gr a 0.9± 0.1gr de hierro en polvo, de igual forma
que disminuyó el calor de reacción. De aquí se puede tomar en cuenta lo que dijo
(sites.google.com., s.f.) que “para romper 1 mol de enlaces de la molécula de hidrógeno H2
se necesitan 436 KJ.”, para poder afirmar que a medida que aumente o disminuya la entalpía,
lo hará la cantidad de hidrógeno producido. El calor de reacción, al ser un valor numérico
(química.es, 2013), y la cantidad de energía que se aporta a un sistema, es evidente que su
cantidad influirá directamente en los productos de una reacción. Para culminar se puede
asegurar que en todas las reacciones con las soluciones de distintas cantidades de hierro en
polvo, se produjeron reacciones endotérmicas ya que la temperatura del sistema aumentó; y
en referencia a lo que dice (ITESCAM, 2014) los procesos endotérmicos, involucran la
absorción energía.
EVALUACIÓN
Los materiales se utilizaron de forma correcta a lo largo de todo el laboratorio. De igual
manera, se midió las distintas cantidades de hidrógeno, y las diferentes temperaturas iniciales
y finales de cada ensayo, con mucha precaución. Con respecto a la probeta de 250.0±0.2 ml,
se verificó constantemente que esta estuviera limpia antes de cada ensayo, con el fin de que la
medición del hidrógeno liberado sea lo más exacta posible. Similarmente, se tomó en cuenta
que el termómetro debía tocar únicamente la solución de óxido de hierro y no la base del
kitasato. También, se consideró que al momento de culminar los 2.0±0.25 min en la solución
era sometida al calor, se debe primero medir la cantidad de hidrógeno liberada, antes de
quitar el tapón del kitasato y apagar el mechero, puesto que la presión dejaría de ser constante
y la probeta se llenaría de agua. Para finalizar, como propuesta de mejora se podría buscar un
tapón que tenga dos orificios: uno para el termómetro y otro para una bureta que contenga el
agua destilada, para así poder agilizar y facilitar los procedimientos; además de que la
temperatura medida sería más exacta.
REFERENCIAS:
CHEMIE.DE. (2013). Entalpía. www.quimica.es. Obtenido de:
<http://www.quimica.es/enciclopedia/Entalp%C3%ADa.html>
Pozuelo, J. (2014). Tema 5. Cinética química, termodinámica y equilibrio (II). ocw.uc3m.es.
Obtenido de: <http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material-
de-clase/tema-5.-cinetica-quimica-termodinamica-y-equilibrio-ii>
quimicapura123. (2005, Marzo, 16). Entalpía. Monografías.com. Obtenido de:
<http://www.monografias.com/trabajos17/calorimetria/calorimetria.shtml>
Quimitube. (2013). Teoría 9 Termoquímica: Definición de entalpía de reacción estándar.
Reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas. Diagramas entálpicos.
www.quimitube.com. Obtenido de: <http://www.quimitube.com/videos/definicion-de-
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S.a. (s.f.). Entalpías en reacciones especiales. sites.google.com. Obtenido de:
<https://sites.google.com/site/quimica2palacios/home/termoquimica-1/primer-
principio-de-la-termodinamica/entalpia/entalpias-en-reacciones-especiales>
S.a. (2014). Ley de conservación de la energía. EcuRed: Conocimiento con todos y para
todos. Obtenido de: <http://www.ecured.cu/index.php/Ley_de_conservaci
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www.itescam.edu.mx. Obtenido de:
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Wikipedia. (2014). Entalpía. Wikipedia: La enciclopedia libre. Obtenido de:
<http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa>