“AÑO DE LA PROMOCION DE LA INDUSTRIA RESPONSABLE Y COMPROMISO CLIMATICO”

FACULTAD: INGENIERÍA INDUSTRIAL

EAP: INGENIERÍA TEXTIL Y CONFECCIONES

TEMA:

SEMANA 8 – ABSORCION DE CALOR Y ENERGIA

PROFESORA:

MEDINA ESCUDERO, Ana María

FECHA DE REALIZACIÓN: SÁBADO 15 DE NOVIEMBRE 11:00 – 1:00

INTEGRANTES:

CHUMPITAZ HEREDIA, Antony Enrique 14170268

GALVEZ MORA, Andrea Consuelo 14170271

GUEVARA VIVANCO, Edgar Omar 14170252

PORLLES CHAVARRIA, Eliana Tavita 14170259

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

ROMERO PANIAGUA, Paola Yulayssy 14170262

LIMA, SÁBADO 22 DE NOVIEMBRE DEL 2014

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LIMA, LUNES 1 DE SETIEMBRE DEL 2014

1. Índice

1. Índice......................................................................................................................1

2. Introducción...........................................................................................................2

3. Objetivos.................................................................................................................3

4. Fundamento Teórico...............................................................................................4

5. Materiales...............................................................................................................8

6. Procedimiento experimental...................................................................................8

7. Resultados..............................................................................................................9

7.1. Cálculos.......................................................................................................9

7.2. Discusión de resultados.............................................................................10

8. Conclusiones.........................................................................................................11

9. Referencias...........................................................................................................12

9.1. Bibliográficas.............................................................................................12

9.2. Virtuales....................................................................................................12

10. Anexos..............................................................................................................13

10.1. Cuestionario..............................................................................................13

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2. IntroducciónEn este informe se dará a conocer cómo los cuerpos y sustancias pueden transferir calor, Para calentar masas iguales de sustancias diferentes a la misma temperatura, es necesario darle cantidades distintas de energía calórica. Esto nos indica que cada sustancia tiene su propia aptitud para absorber el calor. Este proceso implicará una perdida y una ganancia de esta energía. Esta forma de energía que posee un cuerpo es la suma de las energías de sus moléculas. Un aumento o una disminución de la energía de las moléculas provocaran, por lo general, un aumento o disminución de su velocidad, y por lo tanto, un aumento o una disminución de la temperatura del cuerpo. En otros casos, la variación de la energía de las moléculas provocará un cambio de estado del cuerpo, sin que haya variación de sus velocidades, es decir, sin que se produzca una variación de la temperatura.Gracias a este concepto, se podrá determinar cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicos y físicos. También se podrá calcular las capacidades calóricas a presión constante atmosférica de sólidos y del sistema calorimétrico.

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3. Objetivos

Determinar cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicas y físicos.

Determinar las capacidades caloríficas a presión constante atmosféricas de sólidos y del sistema calorímetro.

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4. Fundamento TeóricoCALOR

El calor es la transferencia de energía entre diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde el cuerpo de mayo temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura ocurriendo la transferencia de calor hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico.

La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convección. La condición esencial para que exista calor es que debe haber diferencia de temperaturas en dos sustancias, es decir:

CAPACIDAD CALORÍFICA

En un cuerpo es el cociente entre la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de temperatura que experimenta. En una forma más rigurosa, es la energía necesaria para aumentar la temperatura de una determinada sustancia en una unidad de temperatura.1 Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Sus unidades son J/°C.

Cp 1000 cal / °K = 1000 kcal / °K = 4.184 J / °K = 4.183 KJ / °K

Para medir la capacidad calorífica bajo unas determinadas condiciones es necesario comparar el calor absorbido por una sustancia (o un sistema) con el incremento de temperatura resultante.

La capacidad calorífica viene dada por:

Donde:

C es la capacidad calorífica, que en general será función de las variables de estado.

Q es el calor absorbido por el sistema.

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SOLIDO 1

TEMPERATURA 1

T1 > T2

SOLIDO 2

TEMPERATURA 2 Calor Q

  La variación de temperatura.

CALOR ESPECÍFICO, (c.e.) es la energía calorífica necesaria para aumentar 1ºC o 1K (si

hablamos de incrementos es lo mismo) la temperatura de 1kg de masa de una sustancia a

una presión de 1013 KPa, En el SI se expresa en J/kg·K y es una propiedad característica de

las sustancias.

Esto significa que para que un kg de agua aumente 1ºC su temperatura a presión normal, se

han de suministrar 4180 J de energía calorífica.

El calor específico del agua líquida es:

1000 cal/ g K = 1000 kcal/ Kg K = 4.184 KJ/ Kg K

El calor específico del agua como hielo es:

0.500 cal/ g K = 0.500 kcal/ Kg K = 2.092 KJ/ Kg K

Otra forma de expresarlo es como capacidad calorífica molar del agua líquida es:

Cp = 18.000 cal/ mol K = 75.312 J/mol K

CAPACIDAD CALORÍFICA MOLAR (Cm) 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 se

realiza a volumen constante.

Cp 1000 kcal / mol K = 1000 cal / mol K = 4.184 KJ / mol K

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Calor específico de algunas sustancias:

CALOR DE SOLUCION, Es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante. El calor de soluciones es una de las tres dimensiones del análisis de solubilidad, se expresa más frecuentemente en KJ/mol a temperatura constante. El calor de solución de una sustancia está definido como la suma de la energía absorbida, o energía endotérmica y la energía liberada, o energía exotérmica Debido a que el calentamiento disminuye la solubilidad de un gas, la disolución de los gases es exotérmica. Consecuentemente, al disolverse un gas en un solvente líquido, la temperatura disminuye, mientras que la solución continúa liberando energía. Éste es un efecto del incremento en el calor o de la energía requerida para atraer a las moléculas de soluto y solvente, esta energía supera a la energía requerida para separar a las moléculas del solvente.

ENTALPIA, es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios.

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H = U + pV

Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía ( Δ H).

ΔH = Hf – Hi

CALORIMETRIA, es la medida del calor absorbido o liberado en las reacciones químicas y cambios físicos. El instrumento usado para medir calor se llama calorímetro. Un calorímetro sencillo se puede fabricar utilizando vasos de poliestireno o un frasco termo. Este calorímetro sencillo es adecuado para medir calor liberado en las reacciones químicas, que tienen lugar en disoluciones acuosas diluidas y de soluciones acuosas.

Desde el punto de vista termodinámico en un sistema se cumple que la cantidad de calor ganado es igual a la cantidad de calor perdido.

La cantidad de calor (Q) que una sustancia ganado o perdido:

Qganado = - Qperdido

CALOR DE UN SOLIDO O UN LIQUIDO (Q)

El calor ganado o perdido ya sea por un sólido o un líquido se determina con la ecuación:

Q = masa × calor especifico × Δt

Siendo Δt = temperatura final – temperatura inicial.

Por lo que = Q × Ce × (tf - ti )

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5. Materiales Vaso precipitado de vidrio de 250 mL. Probeta de 100 mL Un termómetro de 100° C H2O Muestras solidas de: Al, Fe, Pb y Cu

6. Procedimiento experimentalA. Determinación de la constante del Calorímetro K cal/grado

En un vaso pyrex que servirá de calorímetro agregar 100 g. de agua potable. Tome la temperatura del agua T1

Coloque 100 g. de agua en un segundo vaso de vidrio pyrex de 250 mL y caliente hasta una temperatura entre 35° y 40°C. Anote la temperatura T2.

Inmediatamente enfriar el termómetro con abundante agua fría. Vierta los 100 g. de agua caliente en el calorímetro, agite con cuidado y anote la

variación de temperatura cada 10 segundos. Anote la máxima temperatura que alcanza el sistema Tm

B. Determinación del Calor especifico de un sólido. Coloque 100 g. de agua en el calorímetro. Medir temperatura T1 Pese 50 gramos de la muestra del sólido y colóquelos en el vaso 2 Calentar los perdigones en un baño de arena durante 10 minutos. Luego medir la

temperatura del sistema calorímetro T2

Introducir y sumergir la muestra sólida, con mucho cuidado, en el agua del calorímetro y cada 10 segundos anotar los cambios de temperatura. Medir la temperatura del sistema calorímetro Tm

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7. Resultados

7.1. Cálculos

A. Determinación de la constante del calorímetro Kcal/grado

Qganado = Qperdido

Calor ganado: calor ganado por calorímetro + calor ganado por H2O del calorímetro

Calor perdido: calor perdido por el H2O del vaso 2

K x (Tm – T1) + mH2O x c.e. H2O (Tm – T1) = mH2O x c.e. H2O (T2 - Tm)

K x (30 – 23.5) + 100 x 1 x (30 – 23.5) = 100 x 1 x (43 - 30)

K x 6.5 + 100 x 1 x 6.5 = 100 x 1 x 13

K x 6.5 = 1300 - 650

K = 100 cal /grado = 0.1 kcal/grado

B. Determinación del calor especifico de un sólido:

o Cobre (Cu)Qganado = Qperdido

Calor perdido: Calor perdido por la muestra solida del vaso 2

Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.

K x (Tm – T1) + mH2O x c.e. H2O (Tm – T1) = m Cu x c.e. Cu (T2 - Tm)

0.1 x (25 – 23.5) + 100 x 1 x (25 – 23.5) = 7.23 x c.e. Cu x (98.5 - 25)

0.1 x 6.5 + 100 x 1 x 6.5 = 7.23 x c.e. Cu x 13

650.65 = 7.23 x c.e. Cu x 13

c.e. Cu = 6.92 J/kg.grado

o Aluminio (Al)

Qganado = Qperdido

Calor perdido: Calor perdido por la muestra solida del vaso 2

Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.

K x (Tm – T1) + mH2O x c.e. H2O (Tm – T1) = m Cu x c.e. Al (T2 - Tm)PÁG. 10

0.1 x (26 – 23) + 100 x 1 x (26 – 23) = 10.82 x c.e. Al x (99.5 - 26)

0.1 x 3 + 100 x 1 x 3 = 10.82 x c.e. Cu x 73.5

300.3 = 10.82 x c.e. Al x 73.5

c.e. Al = 0.38 J/kg.grado

7.2. Discusión de resultados Es necesario hacer le pesaje lo más exacto posible para evitar el mínimo error, si se trabaja con una balanza de triple brazo calibrarla antes de cada pesada. Al realizar las pruebas cuantitativas para obtener el c.e. utilizado la constante calorimétrica se obtuvo que %error del solido utilizado (Pb).

Se calentó demasiado rápida la muestra lo que conllevo a obtener un pico de temperatura incorrecto por que la muestra baja rápidamente un grado centígrado.

El margen de error elevado se debe a que la constante de capacidad calorífica del recipiente (vaso de precipitados) tiene un rango especifico dado que varía entre <10cal/c, 30cal/c> entonces al hallar nosotros su valor resulto de 10cal/c aproximadamente un valor un poco extremo al de su rango, por eso el resultado del calor especifico del sólido (Pb) resulto un valor también muy inferior a su dato real (experimental).

¿Pero cómo sustentaríamos un valor cerca de lo real? Entonces podríamos decir que si obtendríamos un valor del intermedio del rango de la constante de capacidad calorífica entonces al efectuar el desarrollo del calor específico del sólido (Pb) obtendríamos un valor cerca de lo real y también tendríamos un margen de error adecuado a lo experimental.

Otros factores que debieron también influir en resultado, fue el mal manejo del cálculo de la temperatura promedio. ¿Cómo es esto?

Al momento de obtener los datos de la temperatura promedio, al mezclar las muestras tendríamos que ver que esa temperatura seria la temperatura en la que se registre por más tiempo (en la que la lectura del termómetro se detiene por un tiempo prolongado) y no la que registre más cada 10 segundos. La constante calorimétrica hallada no proporciona una cifra exacta para la ejecución correcta de las experiencias lo cual demuestra una clara desventaja

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8. Conclusiones

La mayoría de las reacciones químicas se producen con desprendimiento o absorción de calor y se dividen, respectivamente, en reacciones exotérmicas y endotérmicas, según que haya calentamiento o enfriamiento durante la reacción.

La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante de la atmósfera. En el laboratorio las reacciones químicas tienen lugar en recipientes abiertos, por lo que el proceso tiene lugar a una presión aproximada de una atmósfera. Para expresar el calor absorbido liberado en un proceso se usa una cantidad llamada entalpía..

El cambio de entalpía para un proceso a presión constante, se define como el calor liberado ó absorbido por el sistema en el proceso químico.

Muchas de las cosas que hacemos diariamente están relacionadas con el calor o con la posibilidad de transferir calor de un cuerpo a otro.

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9. Referencias

9.1. Bibliográficas Química-10ª Edición-CHANG Mc Graw Hill. BROWN T.L, LEMAY H.E “Química” Prentice Hall Hispanoamericana S.A-1996. (pp.409-

453) WHITTEN KENNET-Química General Mc.Graw Hill 3ra edición.1992. (pp. 389-420)

9.2. Virtuales http://www.quimitube.com/videos/termodinamica-teori-4-transferencia-energia-en-forma-

de-calor-capacidad-calorifica-especifica-y-molar http://es.wikipedia.org/wiki/Capacidad_calor%C3%ADfica http://es.scribd.com/doc/55056987/Informe-N%C2%BA1-Quimica-General-A2 http://www.monografias.com/trabajos17/calorimetria/calorimetria.shtml

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10.Anexos

10.1. Cuestionario

1. Calcular el valor de la constante del calorímetro K (cal/grado)

Qganado = Qperdido

Calor ganado: calor ganado por calorímetro + calor ganado por H2O del calorímetro

Calor perdido: calor perdido por el H2O del vaso 2

K x (Tm – T1) + mH2O x c.e. H2O (Tm – T1) = mH2O x c.e. H2O (T2 - Tm)

K x (30 – 23.5) + 100 x 1 x (30 – 23.5) = 100 x 1 x (43 - 30)

K x 6.5 + 100 x 1 x 6.5 = 100 x 1 x 13

K x 6.5 = 1300 - 650

K = 100 cal /grado = 0.1 kcal/grado

2. Determinar el calor específico de la muestra sólida que indica el profesor.Determine el % de error relativo

o Cobre (Cu)Qganado = Qperdido

Calor perdido: Calor perdido por la muestra solida del vaso 2

Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.

K x (Tm – T1) + mH2O x c.e. H2O (Tm – T1) = m Cu x c.e. Cu (T2 - Tm)

0.1 x (25 – 23.5) + 100 x 1 x (25 – 23.5) = 7.23 x c.e. Cu x (98.5 - 25)

0.1 x 6.5 + 100 x 1 x 6.5 = 7.23 x c.e. Cu x 13

650.65 = 7.23 x c.e. Cu x 13

c.e. Cu = 0.069 J/kg.grado

% error=0.385−0.0690.385

x100%=82.67%

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o Aluminio (Al)

Qganado = Qperdido

Calor perdido: Calor perdido por la muestra solida del vaso 2

Calor ganado: Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro.

K x (Tm – T1) + mH2O x c.e. H2O (Tm – T1) = m Cu x c.e. Al (T2 - Tm)

0.1 x (26 – 23) + 100 x 1 x (26 – 23) = 10.82 x c.e. Al x (99.5 - 26)

0.1 x 3 + 100 x 1 x 3 = 10.82 x c.e. Cu x 73.5

300.3 = 10.82 x c.e. Al x 73.5

c.e. Al = 0.38 J/kg.grado

% error=0.897−0.380.897

=57.64%

3. Fundamentar el resultado de la pregunta (2) y que consideraciones se debe tener en cuenta en la práctica si este % de error es muy alto.

En esta experiencia los rangos de % de error son altos debido a que la mayoría de errores son instrumentales o también por la variación de la temperatura y la observación no totalmente objetivo. También puede ser que el observador de la temperatura promedio y temperaturas 1 y 2 no fue la correcta por la velocidad de la experiencia.

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