UNIVERSIDAD AUTONOMA DE COAHUILA

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA

“LIC. ADOLFO LOPEZ MATEOS”

TERMODINAMICA

Dra. Mitzué Garza García

Integrantes del equipo:

Leonela Getsemany Delgado Villafán

Jonatan Jasiel Reyes Tapia

Karla Patricia Romero Amaro

Frida Patricia García Cantú

Edwin Darío Valdez

CALOR ESPECÍFICO DE LOS SOLIDOS

Objetivo:

Determinar el calor específico de algunos metales, mediante el método de mezclas.

Resumen:

La practica consiste en tomar una muestra sólida de metal desconocido e introducirlo dentro de un receptor a temperatura alta y enseguida someterlo a un contacto térmico con agua a temperatura ambiente en el interior de un calorímetro, esperar a que alcance una temperatura de equilibrio; mediante cálculos obtener el calor especifico del cuerpo metálico.

Definiciones:

En esta sección se harán una serie de aclaraciones y teorías que ayudaran a la comprensión del experimento.

Cuando dos o más cuerpos que están a distintas temperaturas entran a contacto térmico se puede observar que, al cabo de cierto tiempo tienen la misma temperatura (Ley cero de la termodinámica) (Fig. 1).

Fig. 1 Ley cero de la termodinámica. Sistemas A, B y C en equilibrio termodinámico.

Uno de los métodos para determinar el calor específico de un cuerpo, es el método de las mezclas. Para esto, dos cuerpos A y B se pondrán en contacto térmico en el interior de un calorímetro aislado térmicamente (Fig. 2) al exterior (adiabático).

Al no existir intercambio de calor (o ser muy pequeño) con el medio exterior, a través de las paredes del calorímetro, la cantidad de calor que cede el cuerpo más caliente será absorbida por el cuerpo con menor temperatura.

Volviendo al caso de los dos cuerpos A y B, de masas MA y MB, de calores específicos CeA y CeB, temperaturas iniciales TiA y TiB, al mezclarse tendrán una Tf en común.

Fig. 2 Pared Adiabática. Se refiere a que el contenido del sistema no permite ni comparte la transferencia de calor, es un perfecto aislante térmico.

Tomando en cuenta que la cantidad de calor absorbida o cedida por un cuerpo viene dado por:

Q=m∙Ce∙(Tf – Ti)

Es importante saber que el calor específico de un material es característico para cada sustancia y depende de su estructura interna.

Una variación ∆T en la temperatura de una sustancia es proporcional a la cantidad de calor Q que se agrega o extrae de esta, o sea:

Q∝∆T

Escrito en forma de ecuación

Q=C ∙∆T

Donde la constante de proporcionalidad C es llamada capacidad calorífica de la sustancia, la relación entre el calor suministrado al cuerpo y el incremento de temperatura que sufre.

“Es la cantidad de energía necesaria para aumentar 1°C la temperatura de cierto material”

Si el cuerpo es de masa m podemos definir algo característico de la sustancia o el material del cuerpo, que es llamado el calor especifico, que también es la cantidad de calor que se debe suministrar a una unidad de masa determinada para elevar la temperatura 1°C.

Para NO confundir los términos, el Calor especifico se representa con c“minúscula” y la Capacidad calorífica con C “mayúscula”.

Otro de los aspectos importantes para la comprensión de este experimento, es:

La primera ley de la termodinámica, también conocida como el principio de la conservación de la energía.

En palabras llanas: “La energía ni se crea ni se destruye: solo se transforma”

La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:

Eentra−E sale=∆ E sistema

El método de mezclas tiene una idea muy sencilla, para determinar el calor específico de un sólido (que no se disuelva en el agua y no reaccione con ella) se procedería mezclando una masa conocida de agua, mA a una temperatura

conocida T A con otra masa conocida del solido mC (típicamente un metal) y

también a una temperatura conocida T C (normalmente 100°C).

Considerando el experimento en un recipiente adiabático,Q=0, a volumen constante y sin que se realice trabajo W=0y ∆U=0 (conservación de la energía interna).

Materiales empleados:

Para la realización de este experimento son necesarios los siguientes elementos:

Muestras de diferentes metales

Termómetro Calorímetro Vaso de precipitado

Pinzas Agua Balanza Parrilla de calentamiento

Desarrollo:

Fase inicial

I. Se pesan cada una de las muestras de metal y se registran los pesos en la Tabla 1

Tabla 1 Pesos de las muestras. Se obtuvieron del primer paso en las básculas.

Tabla de PesosSustancia

Peso (gr)

AguaCobreAluminioPlomo

II. Se colocan en el calorímetro 50 gramos de agua.III. Se mide la temperatura del agua en el calorímetro y se registran en

la Tabla 2

Tabla 2 Temperaturas de las muestras. Temperaturas finales de los sólidos metales.

Sustancia Temperatura (°C)Inicial

Final

Incremento (Ti-Tf)

Agua (Calorímetro)

CobreAluminioPlomo

Fase experimental

I. Se coloca en un vaso de precipitado 1/3 de agua y se calienta hasta ebullición.

II. Cuando el agua está en ebullición sumergir el metal a estudiar y deje la muestra 5 minutos para que la muestra adquiera la temperatura de ebullición del agua.

III. Medir la temperatura del agua en el vaso de precipitado (Este dato se registra en la tabla 2 como temperatura inicial del metal).

IV. Sacar el metal del agua y sumergirlo inmediatamente en el calorímetro (Registrar este dato en la tabla 2 cuando este estable como temperatura final del metal).

V. Repetir los pasos II, III y IV para las diferentes muestras.VI. Verificar masa y temperatura del agua en el calorímetro antes de la

siguiente prueba.

Resultados y discusiones:

El primer paso del experimento fue pesar las muestras de material solido, obteniendo los siguientes datos vaciados en la Tabla 3.

Tabla 3 Pesos de las muestras

Tabla de PesosSustancia

Peso (gr)

Agua 50.002Cobre 45.447Aluminio

3.634

Hierro 90.938

Enseguida, se continúo con la parte experimental, y se obtuvieron de cada muestra ciertas temperaturas que fueron vaciadas en la Tabla 4.

Tabla 4 Temperaturas de las muestras

Sustancia Temperatura (°C)Inicial

Final

Incremento (Ti-Tf)

Agua (Calorímetro)

25

Cobre 100 29 71Aluminio 100 27 73Hierro 100 38 62

Durante la práctica se observo, (analizando las tablas) que ciertos materiales retenían más calor que otros, y le proveían de más calor al agua dentro del calorímetro. En la Fig.

Fig. 3 Parte experimental. Se puede observar que el sólido metal era tomado con pinzas, por seguridad, y era ingresado a el vaso de

precipitado que estaba sobre la parrilla de calentamiento y estaba dentro hasta alcanzar la temperatura que el agua le transmitía

(alrededor de 5 minutos), la temperatura del agua, era por lo tanto también la del metal

Se puede observar la ley cero de la termodinámica (Fig. cuando al introducir el metal a 100°C en el calorímetro a temperatura ambiente, al paso de unos minutos el agua y el metal toman la misma temperatura, es decir que llegan a un equilibrio térmico.

Fig. 4 Ley cero de la termodinámica. El metal, a una temperatura inicial entra en contacto térmico con el agua que esta a temperatura ambiente, ambos llegaran (al cabo de unos minutos) a un equilibrio

térmico.

La primera del de la termodinámica es fácil de captarse en la práctica se puede aplicar con facilidad a cualquier sistema, como por ejemplo los cambios térmicos de una reacción química llevada a cabo en un calorímetro a presión constante.

La calorimetría se encarga básicamente de la conversión de la energía química en energía térmica.

La siguiente grafica muestra las diferencias de temperaturas finales a partir de las distintas muestras que se examinaron.

Se pudo observar que el hierro fue el que más temperatura absorbió, enseguida es el cobre y por último el aluminio.

Al haber obtenido los datos prácticos, se hicieron una serie de cálculos.

Para los cálculos se utilizo la siguiente fórmula (tomando en cuenta los datos de las tablas 3 y 4):

Calos EspecificoMetal=(MasaH 2O ) (Calor EspecificoH 2O ) (Tf−Ti )

(MasaMetal) (Ti−Tf )

Esta fórmula proviene del despeje de

Q=mCe∆T

Donde se tiene la misma fórmula tanto para el agua como para el metal.

Qmetal=mCe∆T Qagua calorimetro=mCe∆T

Al ser Qmetal=Qagua calorimetro

Se igualan las formulas

mCe∆T (metal )=mCe∆T (aguacalorimetro)

Y se despeja: Calos EspecificoMetal=(MasaH 2O ) (Calor EspecificoH 2O ) (Tf−Ti )

(MasaMetal) (Ti−Tf )

Para el caso del Aluminio; se hicieron los siguientes cálculos.

Calos EspecificoMetal=(MasaH 2O ) (Calor EspecificoH 2O ) (Tf−Ti )

(MasaMetal) (Ti−Tf )

Calos EspecificoAluminio=

(50.002 gr )(1( Cal(gr°C ) )) (27−25 )

(3.634 gr ) (100−27 )

Finalmente el Calor específico del Aluminio (con datos experimentales) fue:

Calos EspecificoAluminio=0.3769Cal

(gr °C )

Para el caso del Hierro; se hicieron los siguientes cálculos.

Calos EspecificoMetal=(MasaH 2O ) (Calor EspecificoH 2O ) (Tf−Ti )

(MasaMetal) (Ti−Tf )

Calos EspecificoHierro=

(50.002gr )(1( Cal(gr °C ) ))(38−25 )

(90.938 gr ) (100−38 )

Finalmente el Calor específico de Hierro (con datos experimentales) fue:

Calos EspecificoHierro=0.1152Cal

(gr° C )

Para el caso del Cobre; se hicieron los siguientes cálculos.

Calos EspecificoMetal=(MasaH 2O ) (Calor EspecificoH 2O ) (Tf−Ti )

(MasaMetal) (Ti−Tf )

Calos Espe cificoCobre=

(50.002 gr )(1( Cal(gr° C ) )) (29−25 )

(45.447 gr ) (100−29 )

Finalmente el Calor específico del Cobre (con datos experimentales) fue:

Calos EspecificoCobre=0.0619Cal

(gr° C )

En la Tabla 5 se puede observar el listado de calores específicos por cada material.

Tabla 5 Calores específicos del experimento de cada metal

Material Calor especifico Cal

(gr ° C )Aluminio 0.3769

Hierro 0.1152

Cobre 0.0619

Estos datos se interpretan de la siguiente manera:

Tomando como ejemplo Aluminio, que se debe suministrar 0.3769 Calorías a una unidad de masa determinada para elevar la temperatura 1°C

Estos datos se comparan con una tabla ya establecida con los calores específicos de los materiales.

Enseguida se prosigue con el porcentaje de error en la práctica, teniendo:

%=|Teorico−ExperimentalTeorico |Sustituyendo los valores de la tabla de resultados del experimento y los valores de la tabla ya establecida de calores específicos en la fórmula del porcentaje de error en la práctica. (Tabla 6)

Tabla 6 Valores establecidos del calor especifico de los materiales

Material Calor especifico Cal

(gr ° C )Aluminio 0.217

Hierro 0.113

Cobre 0.093

Utilizando la siguiente formula, se obtiene el porcentaje de error del Hierro:

%Hierro=|Teorico−ExperimentalTeorico |

%Hierro=|0.113−0.11520.113 |∗100

%Hierro=1.94 Este resultado nos dice que se tubo 1.94% de error del Calor especifico que se obtuvo experimental que el ya establecido.

Utilizando la siguiente formula, se obtiene el porcentaje de error del Aluminio:

%Aluminio=|Teorico−ExperimentalTeorico |

%Aluminio=|0.217−0.37690.217 |∗100

%Aluminio=73.18% Este resultado nos dice que se tubo 73.18% de error del Calor especifico que se obtuvo experimental que el ya establecido.

Utilizando la siguiente formula, se obtiene el porcentaje de error del Cobre:

%Cobre=|Teorico−ExperimentalTeorico |

%Cobre=|0.093−0.06190.093 |∗100

%Cobre=33 .94 Este resultado nos dice que se tubo 33.94% de error del Calor especifico que se obtuvo experimental que el ya establecido.

Tabla 7 Porcentajes de error

Material Porcentajes de error (%)

Aluminio 73.18

Hierro 1.94

Cobre 33.94

El porcentaje de error se debe a la inexactitud de datos que se dieron durante la práctica como es el momento de tomar las mediciones que en este caso es, registrar la masa del sólido y la temperatura del agua, que es la inicial de todo el sistema, y el problema radica por el mal uso de los instrumentos o, por falta de precisión al tomar las respectivas mediciones.

Otro motivo es la perdida de calor por parte de los sólidos al sacarlos del agua caliente y ponerlos en contacto con el ambiente antes de introducirlos en el calorímetro, como también cuando se registra la temperatura de equilibrio de la mezcla, que comenzara a descender cuando ya empieza a enfriarse.

Conclusiones:

En la práctica se aplico la Ley de equilibrio térmico a sistemas termodinámicos también se comprobó el principio de la conservación de la energía.

Se reconoció el calor como energía, que es transferida de un sistema a otro, debido a que se encuentran a diferentes niveles de temperatura. Por esta razón al poner los cuerpos en contacto llegan a un equilibrio térmico, y de esta manera se afianzaron los conceptos de calor, temperatura y calor específico.

Se observo que muchas variables afectan al sistema para que nos den los valores exactos.

Las paredes adiabáticas, son indispensables para que la transferencia de calor no mezcle otro sistema que en este caso sería el ambiente, y las transferencias de calor solo sean entre el metal solido y el agua.

Algunas pérdidas de calor, fueron las atrapadas por las paredes del calorímetro.

Bibliografía:

Termodinámica Seminarios Calor específico de metalesMétodo de las mezclasJ. GüemezDepartamento de Física Aplicada.Universidad de Cantabria.Octubre 6, 2004