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2017-I

1° Laboratorio

Fecha de realización:21-04-17 Fecha de entrega:28-04-17

¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA

INFORME 1er Laboratorio de Química II QU114-T Ing. Svitlana Sespedes Valkarsel

TERMODINAMICA QUIMICA Integrantes:  Cuadros Medina, Jair Miguel

20164531C

 Chuquillanqui Huaman, Jamir  Cuya Pumachahua, Bruce

LIMA – PERÚ

2017-I LABORATORIO #1

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INDICE CONTENIDO I. II. III. IV.

V. VI. VII. VIII. IX.

PAG.

INTRODUCCION ………………………………………………………………………3 OBJETIVOS ………………………………………………………………………………4 FUNDAMENTO TEORICO …………………………………………………………5 PARTE EXPERIMENTAL ……………………………………………………………8 1. Relación de materiales……………………………………………………8 2. Procedimiento experimental …………………………………………10 2.1 Experimento 1 ………………………………………………………10 2.2 Experimento 2 ………………………………………………………15 2.3 Experimento 3 ………………………………………………………17 2.4 Experimento 4………………………………………………………..19 CONCLUSIONES GENERALES ……………………………………………………20 APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD…………………………………………..21 RECOMENDACIONES ……………………………………………………………….24 CUESTIONARIO ………………………………………………………………………..25 BIBLIOGRAFIA ………………………………………………………………………….31

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INTRODUCCIÓN El calor es una forma de energía. La temperatura de un sistema es una propiedad del mismo que determina si que-dará o no en equilibrio térmico cuando se pone en contacto con cualquier otro sistema. Supóngase que el sistema A, a temperatura superior a la de B, es puesto en contacto con este. Una vez alcanzado el equilibrio térmico, se encuentra que A ha experimentado una disminución y B un aumento de temperatura. De esta manera decimos que entre dos cuerpos que se encuentran en estas condiciones existe un flujo de energía, a la que llamamos calor. Entonces tenemos que el calor es la energía trasferida entre dos sistemas y que está exclusivamente relacionada con la diferencia de temperatura existente entre ellos.

Esta práctica trata de la calorimetría, por eso debemos saber que es calorimetría. Una definición sencilla dice que la calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. La calorimetría indirecta calcula el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno.

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OBJETIVOS Dar a conocer al estudiante, la aplicación de los criterios termodinámicos relacionados con los cambios térmicos que acompañan las reacciones químicas, así como los cambios de energía que experimentan los procesos físicos. Las aplicaciones específicas en esta práctica corresponden a la determinación de:  La capacidad calorífica de un calorímetro  El calor especifico de los metales  El calor de disolución de algunas sales usando un calorímetro  El calor de neutralización de una reacción acido-base  Calor latente de vaporización

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FUNDAMENTO TEÓRICO TERMODINÁMICA Es la rama de la física encargada de describir los estados de equilibrio a nivel macroscópico además permite predecir si una reacción o un proceso en particular puede llevarse a cabo en determinadas condiciones.

LEYES DE LA TERMODINÁMICA: 1ra ley de la termodinámica: En mecánica la energía se conserva si las fuerzas son conservativas y no actúan fuerzas como la fricción. En ese modelo no se incluyeron los cambios de energía interna del sistema. La primera ley de la termodinámica es una generalización de la ley de conservación de la energía que incluye los posibles cambios en la energía interna. Es una ley válida en todo el Universo y se puede aplicar a todos los tipos de procesos, permite la conexión entre el mundo macroscópico con el microscópico. Considerar un sistema termodinámico donde se produce un cambio desde un estado inicial i a otro final f, en el cual se absorbe o libera una cantidad Q de calor y se realiza trabajo W por o sobre el sistema. Si se mide experimentalmente la cantidad Q – W para diferentes procesos que se realicen para ir desde el estado inicial al estado final, se encuentra que su valor no cambia, a esta diferencia de Q – W se le llama cambio de energía interna del sistema. Aunque por separados Q y W dependen de la trayectoria, la cantidad Q – W, esto es, el cambio de energía interna es independiente de la trayectoria o del proceso que se realice para ir desde el estado inicial al estado final. Por esta razón se considera a la energía interna como una función de estado, que se mide en J y se simboliza por U, el cambio de energía interna es ∆U = Uf – Ui, entonces se puede escribir la primera ley de la termodinámica: ∆U = Uf – Ui = Q – W

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¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨ 2da ley de la termodinámica: La conexión entre la entropía y la espontaneidad de una reacción queda expresada en la segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio. Debido a que el universo está constituido por el sistema y su entorno, el cambio de entropía del universo (ΔSuniv) en cualquier proceso es la suma de los cambios de entropía del sistema (ΔSsist) y de sus alrededores (ΔSalred). Matemáticamente, la segunda ley de la termodinámica se puede expresar como sigue: Para un proceso espontáneo: ΔSuniv = ΔSsist + ΔSalred > 0 Para un proceso en equilibrio: ΔSuniv = ΔSsist + ΔSalred = 0 Para un proceso espontaneo, la segunda ley establece que ΔSuniv debe ser mayor que cero, pero no impone restricciones a los valores de ΔSsist o ΔSalred. Entonces, es posible que ΔSsist o ΔSalred sean negativos, siempre y cuando la suma de estas dos cantidades sea mayor que cero. Para un proceso en equilibrio, ΔSuniv es cero. En este caso ΔSsist y ΔSalred deben ser iguales en magnitud, pero de signo contrario. ¿Qué ocurre si para algún proceso se encuentra que ΔSuniv es negativo? Esto significa que el proceso es no espontaneo en la dirección descrita. El proceso es espontaneo en la dirección opuesta. Tercera ley de la termodinámica: “A la temperatura del cero absoluto la entropía de cualquier sustancia cristalina perfecta es cero”. Esta Ley permite calcular la entropía absoluta de cualquier sustancia a una temperatura y presión de referencia. Así, la entropía absoluta estándar: SºT será la entropía de un sistema a 1 atm de presión y a la temperatura T, calculada a partir de la tercera Ley de la termodinámica. Para el agua a 25ºC y 1 atm de presión: Sº298.

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¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨ son: El primer término considera la capacidad calórica a presión constante del agua sólida, el segundo término corresponde al cambio de estado donde Los términos que se consideran en el cálculo de la entropía absoluta para el agua a 25ºC y 1 atm DHf es el calor de fusión y Tf la temperatura de fusión del agua a 1 atm de presión. El tercer término corresponde a la capacidad calórica del agua líquida a presión constante. En esta ecuación se está despreciando el efecto de la presión sobre la entropía para el sistema sólido y líquido.

CALORIMETRÍA: Rama de la física que se encarga de estudiar el comportamiento térmico de los cuerpos. 

CALOR: es la energía en tránsito (en movimiento) entre 2 cuerpos o sistemas, proveniente de la existencia de una diferencia de temperatura entre ellos.



Unidades de Cantidad de Calor (Q): Las unidades de cantidad de calor (Q) son las mismas unidades de trabajo (T).



Caloría: es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1 gramo de agua de 14,5 °C a 15,5 °C a la presión de 1 atmósfera (Presión normal).



Calor específico de un cuerpo: es la razón o cociente entre la capacidad térmica (C) de un cuerpo y la masa (m) de dicho cuerpo. Además, en el calor específico se debe notar que es una característica propia de las sustancias que constituye el cuerpo, en tanto que la capacidad térmica (C) depende de la masa (m) y de la sustancia que constituye el cuerpo. C...calor específico (en cal/g.°C).

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¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨ Ecuación fundamental de la calorimetría

Q... cantidad de calor m... masa del cuerpo c... calor específico del cuerpo Δt... variación de temperature

Observación: Para que el cuerpo aumente de temperatura; tiene que recibir calor, para eso la temperatura tf debe ser mayor que la temperatura to ; y recibe el nombre de calor recibido. tf> to → calor recibido (Q > 0) Para disminuir la temperatura; tiene que ceder calor, para eso la temperatura tf debe ser menor que la temperatura to ; y recibe el nombre de calor cedido. tf< to → calor cedido (Q < 0)

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Principios de la Calorimetría: 1er

Principio:

Cuando 2 o más cuerpos con temperaturas diferentes son puestos en contacto, ellos intercambian calor entre sí hasta alcanzar el equilibrio térmico. Luego, considerando un sistema térmicamente aislado, "La cantidad de calor recibida por unos es igual a la cantidad de calor cedida por los otros". 2do Principio: "La cantidad de calor recibida por un sistema durante una transformación es igual a la cantidad de calor cedida por él en la transformación inversa". 

Capacidad calorífica molar: Es la energía calorífica necesaria para aumentar 1K o 1ºC la temperatura de un mol de cualquier sustancia. En este caso, la transferencia de calor será: Q= n·ΔT·Cm

Donde: n = número de moles Cm = capacidad calorífica molar ΔT = Tf – Ti (temperatura final menos temperatura inicial del sistema) Cabe destacar que para el caso de sólidos y líquidos, la capacidad calorífica específica y la capacidad calorífica molar son iguales si el proceso se realiza a presión constante como o realiza a volumen constante. No obstante, en el caso de los gases, estos parámetros varían, lo cual se indica con un subíndice v y p para el proceso a V=cte y P=cte respectivamente: Cv, Cp, Cmv, Cmp, por lo que si en un ejercicio debemos calcular el calor transferido en el caso de un gas nos deben indicar si el proceso es isocoro o isobárico.

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¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨ 

Calor de reacción: Es la cantidad de calor que se desprende o se absorbe durante una reacción química. Se debe a la diferencia de entalpia resultante de los productos y de los reaccionantes a una determinada temperatura y a una presión constante. Los calores de reacción pueden ser de formación, de combustión, de neutralización, de disolución, de fusión, de vaporización y de sublimación.



Calor de neutralización: El calor de neutralización es definido como el calor producido cuando un equivalente gramo de ácido es neutralizado por una base. El calor de neutralización tiene un valor aproximadamente constante, en la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, ya que en esta reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de agua, que es formada por la reacción: H+ + OH-  H2O H3O+ + OH-  2H2O



Calor de disolución: Es el calor absorbido o desprendido cuando 1 mol de soluto se disuelve en una cantidad adecuada de solvente para obtener una solución de determinada concentración. El calor de disolución depende del número de moles del soluto y solvente a determinada presión y temperatura.

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PARTE EXPERIMENTAL RELACION DE MATERIALES: 

Calorímetro Mechero de bunsen

 Pis eta

 Pro beta

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¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨  Pinza para tubo de ensayo

 2 tubos de ensayos

 P inza para vaso prec ipita do



Vaso precipitado

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EXPERIMENTO 1: Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro Procedimiento:  Para esta experiencia utilizamos como calorímetro un Termo, si no dispone de preparar de ello, preparar el calorímetro cubriendo un vaso de 250 ml en toda su superficie externa, con papel platinado de manera que la superficie platinada se vea hacia el interior del vaso. Luego; colocar el vaso preparado, dentro de un vaso de 250 ml cuyo fondo contenga una placa de tecnoporn como aislante.  Debe de disponerse de una tapa adecuada con dos orificios por el cual pasará un termómetro y un agitador alámbrico.  Procedemos a medir exactamente 50 ml de agua destilada fría, vertemos al calorímetro y anotamos su temperatura el cual nos da t1 = 27,5° C.  Llenar en otro vaso, 55 ml de agua y lo llevamos hasta la ebullición. Retiramos el vaso del mechero. Verter agua hervida al calorímetro inmediatamente, pero antes procedemos a medir su temperatura, el cual nos da t2 = 91,3° C.  Homogenizamos el sistema agitando suavemente la mezcla y registramos la temperatura, el cual nos da tm = 53° C, procedemos a medir el volumen de la mezcla que resulta ser 95 ml.

Cálculos y resultados: Datos: 𝑡1 = 27,5°C

;

𝑣1 = 50 ml

𝑡2 = 91,2°C

;

𝑣2 = 55 ml

𝑡𝑚 = 53°C 𝑄1 Y 𝑄3 : Calor ganado por el agua fría y el calorímetro respectivamente. 𝑄2 : Calor cedido por el agua caliente. 𝑚1 Y 𝑚2 : Masa en gramos de agua fría y agua caliente respectivamente. 𝑡1 , 𝑡2 y 𝑡𝑚 : La temperatura del agua fría, agua caliente y el agua resultante de la mezcla, repectivamente en grados centígrados.

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¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨ 𝐶𝐶 : Capacidad calorífica del calorímetro. 𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0 𝑚1 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0

;

𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂

𝑉1 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑉2 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0

50𝑚𝑙 𝑥1

𝑔 𝑐𝑎𝑙 𝑔 𝑐𝑎𝑙 𝑥1 𝑥(53 − 27,5)℃ + 55𝑚𝑙 𝑥1 𝑥1 𝑥(53 − 91,2)℃ + 𝐶𝐶 (53 − 27.5)℃ 𝑚𝑙 𝑔℃ 𝑚𝑙 𝑔℃ =0

𝐶𝐶 = 32,39

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𝑐𝑎𝑙 (𝐶𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑓𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜) ℃

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EXPERIMENTO 2 Determinación del calor específico de un metal. Procedimiento:  Procedemos a medir 50 ml de agua destilada en el calorímetro y anotar la temperatura, el cual nos da 𝒕𝟏 = 28,1°C.  Pesamos 23.6 gramos de metal de plomo y lo ponemos en un tubo de prueba vacío de 20 x 150 mm. Colocar una tapa para evitar salpicaduras de agua dentro del tubo.  Colocamos el tubo de prueba que contiene dicho metal, dentro de un vaso que contiene agua de caño, y procedemos a calentar el agua del vaso a ebullición durante un tiempo de 5 a 11 minutos con el fin de que el metal dentro del tubo adquiera la temperatura del agua en ese instante medimos la temperatura del agua en el vaso hirviendo, el cual nos da 𝒕𝟐 = 99°.  Procedemos a transferir el metal al colorímetro, agitamos suavemente con el termómetro y registrar este dato como 𝒕𝒎 = 29,1°C.

Cálculos y resultados: Datos: 𝑡1 = 30°C

; 𝑣1 = 50 ml

𝑡2 = 95°C

; 𝑚2 = 10 g

𝑡𝑚 = 32°C 𝐶𝐶 = 32.39 Cal/°C

Donde: 𝑄1 Y 𝑄3 : Calor ganado por el agua fría y el calorímetro respectivamente. 𝑄2 : Calor cedido por el metal caliente. 𝑚1 Y 𝑚2 : Masa en gramos de agua fría y masa en gramos del metal caliente en estudio, respectivamente. 𝑡1 , 𝑡2 y 𝑡𝑚 : Temperatura del agua fría, temperatura del metal caliente y el agua resultante de la mezcla, respectivamente en grados centígrados. 𝐶𝐶 : Capacidad calorífica del calorímetro en cal/°C hallado en la primera experiencia. 𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0

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𝑚1 𝐶𝑒𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0

;

𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂

𝑉1 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚2 𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑡𝑚 − 𝑡2 ) + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 50𝑚𝑙 𝑥1

𝑔 𝑐𝑎𝑙 𝑥1 𝑥(29,1 − 𝑚𝑙 𝑔℃

28,1)℃ + 23.6𝑔𝑥𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 𝑥(29,1 − 99)℃ +

32,29

𝑐𝑎𝑙 (29.1 − ℃

28,1)℃ = 0

𝐶𝑒𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 = 0.0498

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𝑐𝑎𝑙 (𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐í𝑓𝑖𝑐𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙) 𝑔℃

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EXPERIMENTO 3: Determinación del calor de neutralización.  En esta experiencia procedemos a medir 80 ml de solución de NaOH 0.2 N luego verter al calorímetro seco y limpio.  Medir 20 ml de HCl 0.8N y verter en otro vaso seco y limpio.  Dejar en reposo ambas soluciones 1 o 2 minutos, luego de ello leer la temperatura de las dos soluciones, el cual nos da 𝒕𝟏 = 29,2°C  Logrado este propósito procedemos a verter el ácido en el calorímetro y tapar rápidamente. Agitar la mezcla suavemente con el termómetro y anotar la temperatura cada dos segundos hasta alcanzar un máximo antes de que empiece a descender. Esta temperatura máxima nos da 𝒕𝒎 = 32.3°C. TABLA 1: Tiempo(s) °C

0 33

2 33

4 32

6 32

8 32

10 32

12 32

14 32

16 32

18 32

GRÁFICA TEMPERATURA-TIEMPO: Temperatura vs. Tiempo

TEMPERATURA (°C)

33.5 33 32.5 32 31.5 31 0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

TIEMPO (S)

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¨Año del Buen Servicio al Ciudadano¨ En esta experiencia se propone medir el calor de neutralización del ácido clorhídrico con la solución de hidróxido de sodio. En la neutralización de los ácidos fuertes y bases, el calor de neutralización es casi igual. A medida que se diluyen los reactivos, el calor de neutralización se aproxima a una magnitud externa que es igual a -13360 cal/mol a 20°C. Esta magnitud representa el calor de formación de las moléculas de agua a partir de los iones hidrógeno e hidróxilo. − + 𝐻(𝑎𝑐) + 𝑂𝐻(𝑎𝑐) = 𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝑄𝑛

𝑄𝑛 = -13.36 Kcal/mol

(1)

La reacción de neutralización por ejemplo, de la solución del ácido clorhídrico con la solución de hidróxido sódico puede escribirse: 𝐻𝐶𝑙𝑥(𝐻2𝑂) + 𝑁𝑎𝑂𝐻𝑦(𝐻2𝑂) =𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑥+𝑦)(𝐻2𝑂) + 𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝑄𝑛 Siendo 𝑄𝑛 calor de neutralización.

(2)

Donde 𝑥 e 𝑦 son los números de moles de agua por 1 mol de reactivo. Los calores de las reacciones (1) y (2) se distinguen entre sí en el calor de dilución de los reactivos. |𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 𝐶𝐶 x (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚𝐻2𝑂 𝑥𝐶𝑒𝐻2𝑂 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 )

Donde: 𝑄𝑔 𝑦 𝑄𝑝 = Calor ganado y perdio respectivamente. 𝐶𝐶 = Capacidad calorífica del calorímetro. 𝐶𝑒𝐻2𝑂 = Calor específico del agua. 𝑡1 =Temperatura inicial del HCl = Temperatura inicial del NaOH = Temperatura del calorímetro. Se asume 𝑚𝐻2𝑂 = Como la suma de los volumenes del HCl y el NaOH, dado a que en la neutralización se obtiene agua a PH=7. 𝑚𝐻2𝑂 = 𝑉𝐻𝐶𝑙 + 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 = 20 𝑚𝑙 + 80 𝑚𝑙 = 100 𝑚𝑙

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Datos: 𝑡1 = 29,1°C 𝑡𝑚 = 32,3°C. 𝐶𝐶 = 32,39 Cal/°C 𝐶𝑒𝐻2𝑂 = 1 cal/ g °C 𝑚𝐻2𝑂 = 100 𝑚𝑙 = 70 g. 80ml de NaOH 0.2 N 20 ml de HCl 0.8N |𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 𝐶𝐶 x (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑚𝐻2𝑂 𝑥𝐶𝑒𝐻2𝑂 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) |𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 32,39 cal/°C x (32,3 − 29,1)°𝐶 + 80𝑔𝑥1 cal/ g °C 𝑥 (32,3 − 29,1) |𝑄𝑔 | = |𝑄𝑝 | = 359,64 cal.

Luego para 1 mol de agua, en el experimento el calor de neutralización será: 𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−𝑄𝑔 )/ 𝑛𝐻2𝑂 La estequiometria de reacción muestra que: 𝑛𝐻2𝑂 = 𝑛(𝐻𝐶𝑙) = 𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = 𝑁°𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎 = (𝑁𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑥 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛)(á𝑐𝑖𝑑𝑜) 𝑛𝐻2𝑂 = 𝑛(𝐻𝐶𝑙) = 𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = 𝑁°𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎 = (0.2 mol/L x 1L/1000 ml x 20 ml) = 0.004

Luego procedemos a hallar el calor de neutralización, mediante: 𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−𝑄𝑔 )/ 𝑛𝐻2𝑂 𝑄𝑛 = 1mol 𝐻2 𝑂 𝑥 (−359,64)/ 0.004 𝑄𝑛 = 89,912 Kcal

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EXPERIMENTO 4 Determinación del calor de disolución integral de una sal durante la formación de solución satura Procedimiento:   

Procedemos a medir 72ml de agua destilada y verter al calorímetro limpio y seco, con ayuda del termómetro registrar dicha temperatura 𝒕𝟏 = 27,1°C Introducir 1.07g de 𝑁𝐻4 𝐶𝑙 para obtener una dilución de 200. Tapar el calorímetro y agitar vigorosamente la mezcla. Procedemos a medir la temperatura de la mezcla cada 15 segundos hasta obtener la temperatura más baja. 𝒕𝒎 = 26.9°C TABLA 2:

Tiempo(s) °C

0 28

15 28

30 27

45 27

60 27

75 27

90 27

105 27

120 27

135 27

Procedemos a determinar el calor de disolución de la sal: 𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0

𝑚𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑄2 + 𝐶𝐶 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0

;

𝑚𝐻2𝑂 = 𝑉𝐻2𝑂 𝜌𝐻2𝑂

Donde: 𝑄1: Calor transferido por el agua fría. 𝑄2 : Calor de disolución en el sistema. 𝑄3 : Calor transferido por el calorímetro. Dato: 𝑉𝐻2𝑂 = 72 𝑚𝑙 𝑡1 = 27,1°C 𝑡𝑚 = 26,9°C 𝐶𝑒𝐻2𝑂 = 1 cal/ g °C 𝐶𝐶 = 32,39 cal/°C

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𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 = 0 𝑚𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑄2 + 𝐶𝐶 𝑥 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0

;

𝑚ℎ = 𝑉ℎ 𝜌𝐻2𝑂

𝑉𝐻2𝑂 𝜌𝐻2𝑂 𝐶𝑒𝐻2𝑂 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) + 𝑄2 + 𝐶𝐶 (𝑡𝑚 − 𝑡1 ) = 0 𝑔

𝑐𝑎𝑙

72𝑚𝑙 𝑥1 𝑚𝑙 𝑥1 𝑔℃ 𝑥(26,9 − 27,1)℃ + 𝑄2 + 32,39

𝑐𝑎𝑙 ℃

(26,9 − 27,1)℃ = 0

𝑄2 = 20.878 𝑐𝑎𝑙(𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎)

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CONCLUSIONES GENERALES DEL INFORME  En este primer laboratorio nos ha servido para poder entender experimentalmente la primera ley de la termodinámica y aumentar nuestros conocimientos acerca de los conceptos y fórmulas de: la capacidad calorífica, calor, calor específico, etc.  Se logró comprobar la capacidad calorífica de un calorímetro.  Se pudo comprobar el calor de una neutralización de un ácido – base.  Nos ha ayudado a comprender en qué condiciones gana o pierdo calor.  Se ha hallado el calor de una disolución de sales utilizando un calorímetro.

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APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD TERMODINAMICA EN LA MINERIA Como toda gran industria que funciona al interior de nuestras fronteras, la Minería también se ve enfrentada a una serie de nuevos desafíos, entre los que destacan una producción alineada con los valores de los metales producidos, aumento sostenido de los costos por ausencia de proyectos energéticos, lejanía de fuentes de agua, mayor cuidado del medioambiente, tasas de producción y escaso número de profesionales debidamente capacitados, entre otros. En el caso de la Energía, que es uno de los servicios más preciados y escasos en el último tiempo, la automatización es una buena herramienta, pues puede reducir los costos de consumo de un yacimiento o planta al medir, identificar y controlar aquellas cargas o procesos que pueden estar desconectados en algún momento de la red, sin afectar la seguridad de las personas o la producción. Este es un aspecto que todas las compañías mineras tratan de controlar, ya que representa un gasto mensual relevante en su presupuesto anual o mensual, sobre todo en un país que se caracteriza por tener uno de los rangos de precio más caros de la región por KW/h consumido. A ello se suma la ausencia de nuevos proyectos energéticos y una fuerte oposición social a iniciativas que, se creía, no tendrían ningún inconveniente en ser ejecutadas. La termodinámica nos ayuda a encontrar estos procesos importantes como lo es la automatización para reducir el #uso de reservas y controlar en mayor parte el consumo de energía en muchos países en desarrollo. Asimismo, una de las nuevas exigencias que se han visto en este segmento de negocio es que los sistemas de control no sólo deben cumplir con los requerimientos de operación, sino que también deben contemplar otras funciones, como aquella relativa al mantenimiento de los equipos y de la planta, incluyendo conceptos como diagnóstico en línea y seguimiento de la Historia de una determinada máquina. Con ello, se podrá realizar una gestión de activos mucho más eficiente, evitando paradas de planta imprevistas que puedan afectar el volumen de producción de un determinado mineral. Nota: tanto la termodinámica, como la minería son importantes en nuestras vidas, ellas nos facilitan la vida de tal forma que los minerales están en todas partes y la termodinámica nos ayuda aplicar estos para mayor beneficio.

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RECOMENDACIONES  Se recomienda siempre vestirse con la indumentaria requerida, ya sea guardapolvo, lentes y guantes  Se recomienda también que se utilice los ácidos con cuidado ya que podrían contaminar el ambiente.

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