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INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE COATZACOALCOS

ITESCO

DEMOSTRACIÓN DEL CALOR ESPECÍFICO DEL AGUA

INGENIERÍA QUÍMICASEMESTRE: 3° GRUPO: E

MATERIA: TERMODINÁMICA

EQUIPO 2 Luna Alor Enrique Gabriel

Mitz Martínez LizethPalmeros Reyes Miguel

Rodríguez Tuyin Jorge Alejandro

FECHA DE REALIZACIÓN: 14/11/ 2015FECHA DE ENTREGA: 21/11/2015

OBSERVACIONES:_________________________________________________________________________________________________________________________________________________

CALIFICACIÓN :________________

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OBJETIVOS PAG.3

INTRODUCCION PAG.4

MARCO TEORICO PAG.5

MATERIALES, REACTIVO Y EQUIPO PAG.6

PROCEDIMIENTO PAG.7

OBSERVACIONES PAG.9

CALCULOS PAG.10

CONCLUSION PAG.11

BIBLIOGRAFIA PAG.11

INDICE

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1- Objetivo.

Comparar la capacidad calorífica del agua con respecto a otras sustancias puras.

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2- Introducción.

Por el interior del calorímetro tipo Callendar circula una corriente de agua a flujo constante, que se calienta mediante una resistencia eléctrica conectada a una fuente de alimentación en corriente alterna.

Al cabo de un cierto tiempo se alcanza un régimen estacionario y la temperatura de salida del agua, t2, permanece constante. Se lee esta temperatura, así como l temperatura de entrada del agua, t1, y la potencia que se disipa en la resistencia, W. Por último, se determina el flujo de agua φ que circula por el calorímetro recogiendo en un vaso la masa m que sale del Callendar en un tiempo τ (φ = m/τ ).

Teoría: Una resistencia eléctrica alimentada con una potencia, W durante un tiempo τ disipara en forma de calor una energía Q = Wτ. En régimen estacionario el calor disipado en la resistencia se emplea en calentar el agua que circula por calorímetro, que entrara a una temperatura t1 y saldrá a una temperatura t2, de t forma que “absorberá” una cantidad de energía dada por:

Q = mcp (t2 − t1). (1)

Parte de la energía cedida por la resistencia se pierde.

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3- Marco teórico

Un calorímetro es un dispositivo que mide la cantidad de calor que se produce en una reacción. Es un sistema adiabático y por lo tanto no permite la transferencia de energía con el medio ambiente; en tal sentido el calor liberado dentro del calorímetro debe ser totalmente absorbido por él. El balance del flujo de calor puede escribirse:

abs= absorbido, lib= liberado

q tot = 0 => q abs + q lib = 0

q (reacción) + q (sistema calorimétrico) = 0

Tipos de Calorímetros:

a) Isocórico: La reacción se efectúa a volumen constante. Sé sumerge un recipiente de acero resistente (bomba) en un gran volumen de agua. Al producirse o absorberse calor por la reacción en el interior del recipiente de aluminio, se transfiere calor hacia o desde un gran volumen de agua. Así, sólo pueden producirse cambios muy pequeños de temperatura. No se efectúa trabajo cuando la reacción se verifica en un calorímetro de "bomba" aunque participen gases porque ΔV = 0. Por lo tanto,

ΔE = qv (volumen constante)

Para reacciones exotérmicas se puede escribir:

Cantidad de Calor que = cantidad de calor que + cantidad de calor se pierde en la reacción gana el calorímetro que gana el agua

La ecuación que queda después de diversos cálculos y sabiendo que ΔE y ΔH son diferentes sólo cuando hay gases presentes, es la siguiente:

ΔE (reacc) +Δ H (calm) + ΔH (ag) = 0

Como el calorímetro y el agua líquida sólo sufren cambios de temperatura (proceso físico) se tiene que:

ΔE (reacc) + mCpΔT (calm) + mCp ΔT (ag. líquida) = 0

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El producto mCp de cada calorímetro es una constante, se determina de forma experimental y tiene el símbolo π, por lo que la ecuación anterior queda como:

ΔE (reacc) + πΔT (calm) + mCp ΔT (ag. líquida) = 0

b) Isobáricos:

Su uso fundamental es para determinar el ΔH de reacciones en solución, las cuales no presentan el efecto p v. El calor transferido en ellos es igual a su ΔH y se puede escribir el balance de calor como:

q = 0 => q (reacc) + q (calorímetro) + q (solución) = 0

Como la solución está compuesta por el solvente y la mezcla de solutos se puede escribir:

ΔH (reacc) + ΔH (calorímetro) + ΔH (soluto) + ΔH (solvente) = 0

Como los experimentos calorimétricos se realizan con pequeñas cantidades de soluto, se puede despreciar el calor transferido por este, quedando entonces:

ΔH (reacc) + ΔH (calorímetro) + ΔH (solvente) = 0

4- Materiales, equipos y reactivos

Materiales Equipos Reactivos

1 Vaso de Precipitado 1 Columna de Destilación 30 gr NaCl

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5- Procedimiento

En la figura se indica la disposición de los instrumentos. El flujo de agua que circula por el calorímetro dependerá de la diferencia de

altura (presión hidrostática) entre el frasco de Mariotte (o vaso de nivel constante y el propio calorímetro. Por tanto, el flujo φ se puede variar colocando el frasco de Mariotte a más o menos altura. Debe comprobarse que los flujos que se están obteniendo son sustancialmente distintos. Suelen obtenerse mejores resultados usando valores pequeños de flujo, usualmente: φ ≈ 1 − 3 g s−1. Debe evitarse en todo momento la formación de burbujas de aire en el interior de calorímetro y en el tubo de entrada. Una vez fijado el flujo (posición del frasco de Mariotte), se conecta la fuente de alimentación, midiendo la potencia disipada W. Una vez alcanzado el régimen estacionario (cuando la temperatura t2 se mantiene estable), se anota la diferencia de temperaturas t2 − t1, y se mide el flujo de agua, recogiendo durante un tiempo τ el agua que sale del calorímetro en un vaso y midiendo su masa m. Se obtiene de este modo un par experimental {W, φ · (t2 − t1)}.

A continuación se incrementa la potencia suministrada y se toman de nuevo todos los datos. Se repite hasta medir unas cuatro potencias. Posteriormente se varía el flujo de agua, cambiando la altura del frasco de Mariotte, y se repite la serie de medidas. Se suelen medir tres flujos y cuatro potencias para cada flujo, hasta obtener unos 12 pares experimentales.

A continuación se representan gráficamente los puntos experimentales obtenidos {W, φ·(t2−t1)}. En virtud de la ecuación (2), se realiza un ajuste lineal por mínimos cuadrados de W frente al producto φ · (t2 −t1). De la pendiente obtenida del ajuste se determina la capacidad calorífica del agua cp; de la ordenada en el origen, las pérdidas P.

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6- Diagrama de flujo

Se realiza la construcción de un calorimetro cacero.

Se calienta 100 mL de agua de grifo

Una vez alcance los 90 °C se miden 50 mL

Se agrega al interior del calorimetro

Se agregan 50 mL de agua fria al calorimetro

Se sella, se mezcla y se registran los datos.

Realizar los calculos necesarios para determinar Q

Seguir con las pruebas con los

objetos mencionados por el docente.

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7- Imágenes

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8- ObservacionesEn la práctica realizada se observó cómo funciona un calorímetro, se calentó el agua a una temperatura aproximada de 90°C la cual se midió en una probeta y posteriormente se introdujo el agua caliente al calorímetro. Se tomó el tiempo de 5 minutos y una vez pasado el tiempo se observó como la temperatura en el termómetro no cambio y esta temperatura de 46°C se usó para realizar los cálculos necesarios

9- Calculos

DatosT1= 27°CT2= 46°C Cp H2O = 4.22D= 1000 kg/m3

V= .0001 m3

FormulasQ = m Cp (T2 - T1)P= m/v∆T = T2- T1°K = °C + 273

Desarrollo∆T = 46°C - 27°C = 19° C °K = 19 °C + 273 = 292 °Km= (1000 kg/m3) (0.0001 m3) = 0.1 kgQ = (0.1kg) (4.22 KI/Kg.K) (292 K°) =123.224 KI

Resultado Q = 123.224 KI

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10- Conclusión IndividualLizetDe manera personal en esta práctica aprendimos el uso de un calorímetro, así como su fabricación y como aplicarlo en el área de trabajo.MiguelEsta práctica se logró con éxito y se cumplió el objetivo de ello, se aprendió la elaboración del calorímetro así como sus partes que la conforman.CarlosEl calorímetro es suma importancia en el área de laboratorio ya que con ella podemos medir la cantidad de calor suministradas o recibidas de los cuerpos, por ello el uso de este importante artefacto es primordial para el ingeniero químicoEnrique GabrielEs muy importante mencionar que no solo el manejo del artefacto es primordial, si no también interpretar lo que el calorímetro te indica y llevarlo a los cálculos correspondientes, de nada servirá saber ocuparlo correctamente si no se sabe interpretar. Jorge Alejandro Para manera de concluir esta práctica se aprendió como hacer un calorímetro casero, así como también su uso el laboratorio, y sobre todo a cómo desarrollar los cálculos correspondientes para así obtener unos resultados con los cuales nosotros como ingenieros químicos podamos utilizarlos para solucionar ciertos problemas.

11- Bibliografía

Yunus A. Cengel, Michael A.Boles, Termodinámica, Quinta edición, McGraw-Hill.

https://es.wikipedia.org/wiki/Calor%C3%ADmetro