práctica de laboratorio n1

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN

MARCOS

FACULTAD DE CIENCIAS BIÓLOGICAS

ESCUELA ACADÉMICA PROFESIONAL DE CIENCIAS

BIOLÓGICAS

Guía de Prácticas de Laboratorio de Fisicoquímica

Trabajo en Grupo

Profesor: Agérico Pantoja Cadillo

Integrantes:

Bernales Oliden, Maria Pía 1510002

Fajardo Evangelista, Luis 1510006

Mendoza Lozano, Cindy 1510068

Soria Hilares, Cristian 1510024

Experimento N°2: Termoquímica

Semestre Académico 2015 – II

Termoquímica 2015 - II

ÍNDICE

I. RESUMEN...................................................................................3

II. OBJETIVOS.................................................................................4

III. FUNDAMENTO TEÓRICO..........................................................5

IV. MATERIALES Y REACTIVOS...................................................13

V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL........................................14

1. Capacidad Calorífica del Calorímetro.....................................14

2. Calor de Neutralización de NaOH con HCl.............................15

VI. CÁLCULOS EXPERIMENTALES Y RESULTADOS.................17

1. Capacidad Calorífica del Sistema...........................................17

2. Calor de Neutralización...........................................................18

3. Calcule el porcentaje de error.................................................20

VII.DISCUSIÓN DE RESULTADOS................................................21

VIII.CONCLUSIONES.....................................................................22

IX. CUESTIONARIO.......................................................................23

X. BIBLIOGRAFÍA..........................................................................27

XI. ANEXOS....................................................................................28

2 Facultad de Ciencias Biológicas – E.A.P Ciencias Biológicas


I. RESUMEN

En la siguiente práctica determinamos la cantidad de calor producida en

una reacción termoquímica.

La primera parte consta de hallar la capacidad calorífica de un calorímetro,

mezclando la misma cantidad de agua pero a diferentes temperaturas

(caliente y temperatura ambiente). El sistema gana calor y el agua caliente

lo pierde. Tomando la temperatura de equilibrio se halla la capacidad

calorífica del sistema.

La segunda parte consta de hallar el calor de neutralización; para esto

hallamos la normalidad corregida de la soda caustica (NaOH) valorándola

con Biftalato de potasio, luego con la normalidad corregida de la soda

caustica, titulamos el Ácido clorhídrico (HCl) y se calcula su normalidad.

Ya con las normalidades halladas, procedemos a calcular los volúmenes de

ácido y base necesarios para la neutralización.

Finalmente llevamos los volúmenes de la soda caustica y el ácido

clorhídrico al calorímetro y neutralizamos, tomando las temperaturas de

ambos y la temperatura de equilibrio.

Con la capacidad calorífica del sistema, las temperaturas, el volumen y la

masa, calculamos el calor en una reacción de neutralización.



II. OBJETIVOS

Para el desarrollo de nuestra primera práctica de laboratorio, tendremos en

cuenta los siguientes objetivos:

Determinar el cambio térmico que acompaña a las reacciones químicas

de una neutralización entre una base, soda caustica (NaOH); y un ácido,

ácido clorhídrico (HCl).

Relacionar aspectos termodinámicos en la neutralización de un ácido

fuerte (HCl) y una base fuerte (NaOH).



III. FUNDAMENTO TEÓRICO

Al comenzar el estudio de la termoquímica, es importante comprender de

manera precisa su campo de investigación así como sus conceptos

principales, algunos de ellos estrechamente relacionados con la

termodinámica. Dichos conceptos serán repasados de manera breve y

concisa.

“Sistema, frontera, entorno. Un sistema es aquella parte del universo

físico, cuyas propiedades se están investigando. El sistema está confinado

a un lugar definido en el espacio por la frontera que lo separa del resto del

universo. Se dice que un sistema es aislado, cuando la frontera evita

cualquier interacción con el medio exterior, por lo cual no produce efectos

observables sobre el entorno. Por el contrario, un sistema abierto permite el

paso de masa a través de la frontera, mientras que el cerrado no lo

permite. Las propiedades de un sistema son aquellos atributos que se

perciben por los sentidos o que pueden hacerse perceptibles mediante

ciertos métodos experimentales de investigación. Dichas propiedades se

dividen en medibles y no medibles”

“Estado de un sistema. Un sistema se encuentra en estado definido

cuando cada una de sus propiedades tiene un valor determinado”

“Cambio de estado, trayectoria, ciclo, proceso. Sometamos un sistema

a un cambio de estado desde un estado especifico inicial hasta un estado

especifico final”

“El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que

están a diferentes temperaturas.”

“La trayectoria del cambio de estado, se define especificando los estados

inicial y final.”



“Un proceso es el método de operación mediante el cual se realiza un

cambio de estado.”

“La entalpía de una molécula se define como la cantidad significativa de la

energía interna almacenada en forma de enlaces químicos. Dicha energía

puede ser liberada o adquirida durante una reacción química, conforme los

enlaces se forman o rompen y mientras los reactantes se convierten en

productos. Comúnmente se representa por: ΔH.”

“Función de estado. Son variables de estado que tienen un valor único

para cada estado del sistema. Su variación sólo depende del estado inicial

y final y no del camino desarrollado. Son funciones de estado: Presión,

temperatura, energía interna, entalpía. NO lo son: calor, trabajo.”

Una vez aclarados algunos conceptos básicos, es posible definir y entender

el concepto principal:

La Termoquímica es la rama de la termodinámica que investiga el

flujo de calor hacia dentro o hacia fuera de un sistema en reacción y

deduce la energía almacenada en los enlaces químicos. Conforme los

reactantes se convierten en productos, el sistema puede absorber energía

o liberarla al medio. Para una reacción que tiene lugar a temperatura y

volumen constante, el calor que fluye del sistema es igual a ΔU de la

reacción. Para una reacción que tiene lugar a temperatura y presión

constantes, el calor que fluye del sistema es igual a ΔH de la reacción. La

entalpía de formación se define como el calor que fluye de un sistema en

una reacción entre elementos puros que da lugar a la formación de 1 mol

de producto. Como H es una función de estado la entalpía de reacción se

puede escribir como las entalpías de formación de los productos menos la

de los reactantes.



Siempre que se lleva a cabo una reacción química hay un cambio térmico,

dependiendo este de la naturaleza, condición física y cantidad de los

reactantes. Para estudiar desde un punto de vista termoquímico una

reacción, se considera que el estado inicial lo constituyen los reactivos

puros y separados, y el estado final lo constituyen los productos de

reacción, también puros y separados. Las reacciones químicas pueden ser

clasificadas bajo dos conceptos:

a) De acuerdo al calor involucrado, tenemos reacciones de dos tipos

Exotérmicas y Endotérmicas:

Exotérmicas: Cuando la

reacción sucede con liberación

de calor (del centro hacia afuera).

Endotérmicas: Cuando la

reacción sucede con absorción

de calor (desde fuera hacia

dentro)

Toda sustancia posee una cantidad

de energía almacenada en sus

enlaces. Cuando la energía

contenida en los reactivos es mayor

que la contenida en los productos,

tenemos una reacción exotérmica

pues sucede liberación de energía.

Cuando la energía contenida en los

reactivos es menor que la contenida

en los productos, tenemos una

reacción endotérmica pues sucede

absorción de energía.


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Esa energía contenida en las sustancias recibe el nombre de entalpía

(H). La variación de entalpía para cierta reacción química está dada por

ΔH = HP – HR

Donde:

HP es la suma de las entalpías de los productos.

HR es la suma de las entalpías de los reactivos.

Cuando la reacción se realiza a presión constante el ΔH se llama calor

de reacción. En termoquímica es usual que se expresen las variaciones

de energía en las reacciones a través de kilocalorías (Kcal). La

kilocaloría es mil veces el valor de una caloría. Una caloría

corresponde a la cantidad de calor necesaria para elevar desde 14,5ºC

hasta 15,5ºC la temperatura de 1gr de agua. Otra unidad usual en

termoquímica es el Joule (J). Una caloría equivale a 4,18 Joules.

Cuando una reacción termoquímica no informa de los valores de

temperatura y presión, se sobre entiende que la misma se realice a

25ºC (o a 298 K), 1 atm y forma alotrópica y estado físico más usual del

elemento o compuesto. Esta condición se define como estándar en la

termoquímica.

b) De acuerdo al proceso químico involucrado, el calor puede ser de

neutralización, formación, reacción, combustión, etc.

Definiremos brevemente algunas de ellas, mientras que nos

explayaremos en aquellas que nos conciernen.

La Reacción Química de Formación:

Esta es la reacción que produce un mol de la sustancia a partir de

sus elementos en su forma más estable.



Por ejemplo, la reacción de formación del propano, C3H8 (g) se

denota de la manera siguiente:

3 C (grafito) + 4H2 (g) → C3H8(g)

La entalpía de formación será el calor que se produce o que se

necesita para formar un mol de un compuesto a partir de sus

elementos en su forma más estable.

La entalpía estándar de formación, se denota de la manera

siguiente:

Nos indica el calor de formación de los compuestos para

condiciones estándares.

Calor de Combustión o Entalpía de Combustión:

Una reacción de combustión (completa) se realiza en presencia de

oxígeno gaseoso (O2) y produce dióxido de carbono (CO2) y agua

(H2O).

Se define Calor de combustión o entalpía de combustión, al calor

liberado por la combustión de 1 mol de sustancia en presencia de

suficiente oxígeno. Siempre las reacciones de combustión liberarán

calor, por lo tanto serán reacciones exotérmicas.

Calor de Reacción:



Todas las reacciones químicas van acompañadas de un efecto

calorífico. Este efecto puede ser medido a presión o a volumen

constante, en el primer caso se mide la variación de la energía

interna y el trabajo, en tanto que en el segundo caso solo se mide

la variación en energía interna. El calor de una reacción

exotérmica, tiene convencionalmente signo (-), y el de una

endotérmica signo (+).

Los calores de reacción se miden en calorímetros a presión o a

volumen constante. Antes de iniciar una reacción química es

importante conocer si la reacción será exotérmica o endotérmica,

además de conocer la magnitud del calor liberado o el calor

absorbido en ella.

Entre muchas cosas, debemos conocer la cantidad de energía que

debemos suministrar para que la reacción se efectúe, o conocer la

cantidad de calor que generará la reacción, para poder seleccionar

el material de los recipientes en donde se va efectuar la reacción,

debemos evaluar si estos resistieran el calor liberado.

El calor de reacción puede ser hallado varias formas:

De manera experimental.

De manera teórica:

Q ganado=Q perdido

Q=mC e∆T

Donde: m = masa de sustancia

Ce = calor especifico de la sustancia

ΔT = cambio de temperatura de la sustancia



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:

En cada una de las reacciones anteriores se obtienen 13,7 kcal.

Esta constancia en la entalpía de neutralización, se entiende

fácilmente cuando se recuerda que los ácidos y bases fuertes y las

sales, están completamente disociados en sus soluciones diluidas;

y, en tal consecuencia el efecto químico común a todas estas

neutralizaciones, que es sustancialmente el único cambio

responsable para el efecto térmico observado, es la unión de los

iones hidratados hidrógeno e hidroxilo para formar agua no

ionizada. O sea, si la ecuación anterior de neutralización la

escribimos en forma iónica, tenemos:


Ó


Entonces, cancelando los iones comunes, tendríamos la

siguiente ecuación:

Esta constancia en la entalpía de neutralización no se mantiene en

la neutralización de soluciones de ácidos débiles por bases fuertes,

bases débiles por ácidos fuertes o de ácidos débiles por bases

débiles. Esto debido a que intervienen los calores de ionización y

de dilución respectivamente.



IV.MATERIALES Y REACTIVOS

Para el siguiente experimento, necesitaremos:

1. Materiales:

Frasco de termo con tapón de corcho y agitador.

Termómetro de 0 a 100 °C.

Bureta.

Vasos.

Pipetas.

Erlenmeyers.

Probetas de 100 y 250 mL.

2. Reactivos:

Solución de NaOh ≈ 0,2N.

Solución de HCl ≈ 0,8N.

Biftalato de Potasio.

Fenolftaleína.



V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Capacidad Calorífica del Calorímetro:

a. Arme el equipo que se muestra en la Figura 5.1.1.

Para este paso, dentro del Frasco Termo, colocamos la pera, el

agitador y un termómetro digital.

Con estos materiales formaremos el Calorímetro, el cual nos

ayudará a hallar la Capacidad Calorífica del Sistema.

b. Coloque 150 m de agua de caño en el termo y el mismo volumen

de agua helada (entre 2 y 8°C) o agua tibia (entre 30 y 40°C) en la

pera.

En este caso, utilizaremos agua de caño (fría) y agua tibia.

Para esto, calentamos un poco de agua en un vaso de

precipitamos, utilizando una cocinilla eléctrica, como se puede

apreciar en la Figura 5.1.2.

Mientras se calienta el agua tibia, utilizamos una probeta para

medir la cantidad requerida de agua de caño.

Luego la vertimos en el termo y lo mismo hacemos para el

agua tibia, vertiéndola finalmente en la pera (se recomienda

calentar un poco la probeta y la pera para no hacer variar

mucho la temperatura del agua).

c. Tome las temperaturas exactas de ambas aguas, e

inmediatamente abra la llave de la pera y deje caer el agua helada,

agitando constantemente. Anote la temperatura cuando esta tome

un valor constante.

En este paso hay que ser muy ágiles, puesto que el agua tibia

disminuye rápidamente su temperatura.



Para conseguir una temperatura más exacta de ambas

muestras, utilizamos un termómetro digital.

En la sesión VI veremos cuáles fueron nuestros datos.

2. Calor de Neutralización de Solución ≈ 0,2N de NaOH con Solución ≈

0,8N de HCl:

a. Determine las concentraciones exactas de ambas soluciones,

valorando la base con biftalato de potasio y el ácido con la base.

Para este paso, primero medimos la masa del BK (Biftalato de

Potasio).

Luego, titulamos con una bureta para obtener el volumen

gastado de NaOH.

Este volumen lo utilizaremos luego para calcular la normalidad

de la soda. Este cálculo lo podemos ver en la sesión VI.2.

b. Empleando las concentraciones halladas en a., calcule los

volúmenes de las soluciones de hidróxido y de ácido necesarios

para producir la neutralización, tales que sumados den 150 mL.

Titulamos el HCl con la base para obtener el volumen gastado.

Este volumen lo utilizaremos luego para calcular la normalidad

del ácido. Este cálculo lo podemos ver en la sesión VI.2.

Para darnos cuenta de que hemos neutralizado correctamente

la solución, debemos presenciar un color rosado, el punto

medio entre el grosella de la base y el transparente del ácido,

el cual se puede ver en la Figura 5.2.1. Estos colores se

obtienen gracias al indicador ácido-base Fenolftaleína.

c. Coloque en el temo vacío el volumen de base calculado, y en la

pera el de ácido. Mida las temperaturas exactas de ambas



soluciones. Deje caer el ácido sobre la base y mida la temperatura

como en 4.1.c.

Para este paso, debemos medir las temperaturas de ambas

soluciones.

Inmediatamente, se debe dejar caer el ácido sobre la base,

para hallar el punto de neutralización.

Los resultados se pueden ver en la sesión VI.2.



VI.CÁLCULOS EXPERIMENTALES Y RESULTADOS

1. Capacidad Calorífica del Sistema:

En este paso se determinó la temperatura de equilibrio

experimentalmente, para luego calcular la Capacidad Calorífica del

Sistema.

a. La cantidad de calor perdida por el agua tibia, debe ser igual a la

cantidad de calor ganada por el agua de caño, junto al termo, el

agitador, termómetro y los alrededores.

b. Entonces, del balance del calor se tiene:

mCe (Tc−T e )=C '(T e−T f )

Donde:

m :Masao volumendel agua=150mL

C e :Calor específicodel agua=1

T c :Temperaturadel agua tibia ocaliente=40 °C

T e :Temperaturade equilibrio=32 ° C

T f :Temperaturadel agua fría odecaño=21,5 ° C

C ' :Capacidad Calorífica del Sistema

Calculando, obtenemos lo siguiente:

150×1× (40−32 )=C'× (32−21,5 )

150×8=C '×10,5

→C'=114,2857

c. La Capacidad Calorífica de todo el Sistema, incluyendo el agua

tibia, estará dada por C:

C=C '+m×C e



Calculando, obtenemos lo siguiente:

C=114,2857+150×1

C=264,2857

2. Calor de Neutralización:

Se puede calcular a partir de la ecuación:

Q=C×(T 2−T 1)

n

Donde:

n :Númerodemoles de ácidoo debase que intervienenen lareacción

Para hallar la normalidad de la soda cáustica, se valoró con biftalato de

potasio. Así, se obtienen los siguientes datos:

W BK=0,2098; P .EBK=204,22gmol

; V gastado=7mL

N .C NaOH=W BK

P . EBK×V g→N .CNaOH=

0,2098204,22×7×10−3

N .C NaOH=0,14672N

Luego, se halla la normalidad del ácido clorhídrico, con los siguientes

datos experimentales:

N .C NaOH=0,14672; V HCl=3mL; V gastado=14,7mL

N .C NaOH×V g=V HCL× NHCL→N HCl=0,14672×14,7

3



N HCl=0,71893N

Calculamos el Volumen de Ácido y de Base necesarios para producir la

neutralización, procurando que ambos volúmenes sumen 150 mL.

Na×V a=Nb×V b

0,71893×V a=0,14672× (150−V a )→V a=25,4237; V b=124,5763

Finalmente, hallamos el número de moles que intervienen en la reacción

(en teoría, debe ser igual para el ácido y para la base).

n=0,0182

T 1:Promedio de las temperaturasdel ácido y de labase

Se toman las temperaturas de ambas soluciones, obteniendo:

T HCl=21.6 °C ; T NaOH=21,0° C

Luego, las promediamos para obtener T1:

T 1=21,6+21,0

2→T1=21,3° C

T 2:Temperaturade equilibrio

Luego de la titulación, se calcula la temperatura de equilibrio de ambas

soluciones, la cual fue:

T 2=T equilibrio=22 °C

C :Capacidad Calorífica del Sistema=264,2857



Entonces, reemplazando en la ecuación inicial, tenemos:

Q=264,2857× (22−21,3 )

0,0182→Q=264,2857×0,7

0,0182

∴Q=10164,835

3. Calcule el porcentaje de error respecto al valor teórico y el valor

obtenido en el paso anterior.

a. Se usa la siguiente fórmula:

%E=(V teór−V exp )V teór

×100

b. El valor teórico se halla de las dos entalpías dadas:

26−1826−22

=13360−1370013360−V t

→8×V t=108240

V t=13530

c. Reemplazando en la fórmula inicial obtenemos:

%E=13530−10164,483513530

=24,87%



VII.DISCUSIÓN DE RESULTADOS

El primer experimento nos sirvió para hallar la capacidad calorífica del

sistema. Por lo tanto, la razón por la cual realizamos este paso, fue

para conocer un valor que nos pide nuestra fórmula:

Q=C×(T 2−T 1)

n

El segundo experimento también nos sirvió para conocer otros valores.

Hallamos un porcentaje de error de 24, 87%.

Este error puede haberse dado por diversos factores cálculos erróneos

o erróneas obtenciones de temperaturas.

Sin embargo, hay otros factores que pueden ocurrir si no se tienen los

cuidados debidos en el transcurso de los dos pasos, como por ejemplo:

Toma de las temperaturas del agua de caño o tibia cuando no eran

constantes.

No medir correctamente la masa del Biftalato de Potasio (sobre

todo, al no tener cuidado en el uso de la balanza analítica).

Obtención de un volumen gastado no correspondiente.

Toma de las temperaturas del ácido o de la base e incluso la de

equilibrio cuando sus valores no eran constantes.

Realización de malos cálculos al momento de hallar la normalidad,

y el volumen del ácido o de la base. Igualmente también al

momento de hallar el número de moles de ambas soluciones.



VIII. CONCLUSIONES

Luego de vivida nuestra experiencia en el laboratorio, y ya culminando el

presente informe, se ha podido llegar a diferentes conclusiones acordes al

tema realizado:

En el proceso de intercambio calorífico no hay transformación de

energía. Una parte de la energía interna del cuerpo caliente se transmite

al cuerpo frio.

En la determinación de la cantidad de calor que se produce en

reacciones de neutralización de ácidos fuertes y bases fuertes, este

debe ser constante, y en todas las reacciones es un proceso exotérmico,

ya que tanto los ácidos como las bases fuertes están completamente

disociados en sus respectivos iones cuando se están en solución acuosa

suficientemente diluida.

La mayoría de los cambios físicos y químicos, incluido los que tienen

lugar en los sistemas vivos, ocurren en condiciones de presión constante

de la atmósfera. Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema

durante un proceso a presión constante, los químicos utilizan una

propiedad denominada Entalpía.



IX.CUESTIONARIO

1. ¿Cuáles son las reglas que se deducen de la Ley de Hess? Dar

ejemplos.

La regla de Hess nos dice:

Si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos,

el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la

reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas». Entonces, se

entiende que si la reacción ocurre en más de una etapa, la liberación

de calor es independiente. Del número de etapas en las que sucede

la reacción.

Ejemplo: Sintesis de NaCl a partir de Na y CL a 25ºC

Método 1

Na(s )+H 2O(l )→NaOH (s)+12H 2(g )

∆ H=−139,78KJ /mol

12H 2(g )+

12Cl2 (g)→HCl(g)

∆ H=−92,31KJ /mol

HCl(g)+NaOH (s)→NaCl(s)+H 2O(l) ∆ H=−179,06KJ /mol

Na(s )+12Cl2 (g)→NaCl(s)

∆ H=−411,15 KJ /mol



Método 2

12H 2(g )+

12Cl2 (g)→HCl(g)

∆ H=−92,31KJ /mol

Na(s )+HCl(g )→NaCl(s)+12H 2(g )

∆ H=−318,84KJ /mol

Na(s )+12Cl2 (g)→NaCl(s)

∆ H=−411,15 KJ /mol

Cómo podemos ver, la entalpía (liberación o absorción de calor) no

varía a pesar de haber realizado 2 maneras distintas de obtener la

síntesis, siguiendo la Ley de Hess.

2. Explique el efecto de la temperatura sobre el calor de reacción.

Indique las ecuaciones correspondientes.

Para responder a esta pregunta, explicaremos la ley de Kirchoff:

“El calor de reacción es la diferencia entre la suma de entalpías de

los reactivos y de los productos de la reacción, pero como unos y

otros difieren en el color que absorben al variar de temperatura, por

ser distinta su capacidad calorífica, el calor de reacción varía con la

temperatura. Si la capacidad calorífica de los reactivos es mayor que

la de los productos, el calor de reacción será mayor a temperatura

más elevada y, a la inversa, si es mayor la de los productos, el calor

de reacción disminuirá al elevar la temperatura. La ley de Kirchhoff

dice que: la variación de la cantidad de calor producida en una

reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es

igual a la diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas

molares de los reactivos y de los productos de la reacción”.



Para la ecuación, siendo H la entalpía, CP la capacidad calorífica a

presión constante y T la temperatura, se obtiene:

∫dH=∫CPdT

Si CP es constante

ΔH=CpΔT

Si CP es función de la temperatura

Cp=Cp(T)

Obtenemos una relación para el cambio de la capacidad calorífica a

lo largo del proceso:

dHdT (productos )

− dHdT (reactivos)

=CP productos−CPreactivos=∆CP

3. Definir los siguientes términos termodinámicos: proceso, cambio

de estado, proceso cíclico y proceso reversible.

Proceso:

Un proceso termodinámico es el cambio de estado de un sistema a

otro. Por ejemplo: proceso adiabático, cambio de estado del sistema

en donde no ingresa ni sale calor.



Cambio de estado:

Cambio de estado es el proceso mediante el cual las sustancias

pasan de un estado de agregación a otro. El estado físico depende

de las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las partículas. La

modificación de la temperatura o de la presión modificará dichas

fuerzas de cohesión pudiendo provocar un cambio de estado.

Proceso cíclico

Es aquel en el que el estado inicial es igual al estado final, por

ejemplo en ciclo de Carnot.

Proceso reversible:

El cambio de estado se da mediante una serie de etapas en el

equilibrio. Es muy difícil e hipotético (eficiencia máxima) por ejemplo

el ciclo de Carnot.



X. BIBLIOGRAFÍA

Castellan, Gilbert W. Fisicoquímica (versión en inglés de Physical

Chemistry) Tercera Edición. México, 1998.

Pons Muzzo, Gaston. Fisicoquímica. Octava Edición. Lima, Perú, 2008.

Chang, Raymond. Fisicoquímica con Aplicaciones a la Biología. Versión

en español de la Séptima Edición. México, D.F., 2002.

http://joule.qfa.uam.es/beta-2.0/temario/tema6/tema6.php (Fundamentos

de Termodínamica. Termoquímica.) – (Revisado: 15/09/15)

http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/termoquimica-y-

termodinamica/termoquimica-ley-de-hess/ (Termoquímica – Ley de

Hess) – (Revisado: 15/09/15)

https://www.youtube.com/watch?v=4DWx7U6X21s (Termoquímica,

Capítulo 1: Introducción a la termodinámica química. Sistemas

termodinámicos) – (Revisado: 17/09/15)


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http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/termoquimica-y-termodinamica/termoquimica-ley-de-hess/

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http://joule.qfa.uam.es/beta-2.0/temario/tema6/tema6.php


XI.ANEXOS


Figura 5.1.1: Equipo del Calorímetro.

Figura 5.1.2: Calentamiento del agua en una Cocinilla Eléctrica.



Figura 5.2.1: Neutralización del NaOH con HCl.

práctica de laboratorio n1

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