Calor latente y espécifico

Propiedades de las sustancias. Temperatura. Cambios de estado físico, Volumen y Masa

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Universidad de Costa Rica

Facultad de Ciencias: Escuela de Física

Laboratorio de física II (FS-0311)

“Calor especifico y Calor latente ”

2003

Objetivos de la Practica:

Evaluar experimentalmente el calor especifico el calor especifico de ciertas sustancias.

Evaluar experimentalmente el calor especifico de la fusión del agua.

Nota Teórica:

Calor latente


El cambio de temperatura de una sustancia conlleva una serie de cambios físicos. Casi todas las sustancias aumentan de volumen al calentarse y se contraen al enfriarse. El comportamiento del agua entre 0 y 4 °C constituye una importante excepción a esta regla (Figura1). Se denomina fase de una sustancia a su estado, que puede ser sólido, líquido o gaseoso. Los cambios de fase en sustancias puras tienen lugar a temperaturas y presiones definidas.


Figura1. Termómetro en agua .

El paso de sólido a gas se denomina sublimación, de sólido a líquido fusión, y de líquido a vapor vaporización. Si la presión es constante, estos procesos tienen lugar a una temperatura constante. La cantidad de calor necesaria para producir un cambio de fase se llama calor latente; Existen calores latentes de sublimación, fusión y vaporización. Si se hierve agua en un recipiente abierto a la presión de 1 atmósfera, la temperatura no aumenta por encima de los 100 °C por mucho calor que se suministre. El calor que se absorbe sin cambiar la temperatura del agua es el calor latente; no se pierde, sino que se emplea en transformar el agua en vapor y se almacena como energía en el vapor. Cuando el vapor se condensa para formar agua, esta energía vuelve a liberarse. Del mismo modo, si se calienta una mezcla de hielo y agua, su temperatura no cambia hasta que se funde todo el hielo. El calor latente absorbido se emplea para vencer las fuerzas que mantienen unidas las partículas de hielo, y se almacena como energía en el agua. Para fundir 1 Kg de hielo se necesitan 19.000 julios, y para convertir 1 Kg de agua en vapor a 100 °C, hacen falta 129.000 julios. La cantidad de calor recibido o cedido por un cuerpo se calcula mediante la siguiente fórmula

Q=m·c·(Tf-Ti)

Donde m es la masa, c es el calor específico, Ti es la temperatura inicial y Tf la temperatura final

Si Ti>Tf el cuerpo cede calor Q<0

Si Ti<Tf el cuerpo recibe calor Q>0

Se define calor específico c como la cantidad de calor que hay que proporcionar a un gramo de sustancia para que eleve su temperatura en un grado centígrado. En el caso particular del agua c vale 1 cal/(g ºC) ó 4186 J(kg K).


Calor latente y espécifico

Figura 2. Gráfica representa el cambio de temperatura que se produce al suministrar calor al agua (a 1 atmósfera de presión). A 0 °C y 100 °C se le puede suministrar calor sin cambiar su temperatura. Este `calor latente' rompe los enlaces que mantienen unidas las moléculas, pero no aumenta su energía cinética


. Para vaporizar un gramo de agua hace falta aproximadamente siete veces más calor que para fundirlo. Esa diferencia se refleja en las distintas longitudes de las partes horizontales de la gráfica. Las pendientes de las líneas inclinadas representan el número de grados de aumento de temperatura por cada julio de calor suministrado a un gramo de agua. El 'calor específico' del agua es de 4.185,5 julios por kilogramo y grado, es decir, hacen falta 4.185,5 julios de energía para aumentar en un grado la temperatura de un kilogramo de agua.

Calor específico


Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una unidad de masa de una sustancia en un grado. En el Sistema Internacional de unidades, el calor específico se expresa en julios por kilogramo y kelvin; en ocasiones también se expresa en calorías por gramo y grado centígrado (figura3). El calor específico del agua es una caloría por gramo y grado centígrado, es decir, hay que suministrar una caloría a un

Calor latente y espécifico
Figura3. Termómetro.

gramo de agua para elevar su temperatura en un grado centígrado.


De acuerdo con la ley formulada por los químicos franceses Pierre Louis Dulong y Alexis Thérèse Petit, para la mayoría de los elementos sólidos, el producto de su calor específico por su masa atómica es una cantidad aproximadamente constante. Si se expande un gas mientras se le suministra calor, hacen falta más calorías para aumentar su temperatura en un grado, porque parte de la energía suministrada se consume en el trabajo de expansión. Por eso, el calor específico a presión constante es mayor que el calor específico a volumen constante.


Figura 4. Sherwood Rowland: diseñó un método para considerar el error al determinar la temperatura que el calorímetro habría alcanzado si no hubiese radiación la teoría es algo complicada y no se verá en el laboratorio, por el contrario se describirá durante le proceso.


Procedimiento:

Experimento A:

  • Medir la masa del cilindro M y la del calorímetro seco m'.

  • Poner a hervir agua en el beaker separándolo del calentador con el cedazo para que no se rompa. Introduzca el cilindro para elevar su temperatura a T, tenga cuidado de no quemarse ni quebrar el beaker. Mida T

  • Preparar el agua que se pondrá en el calorímetro, medir m y t, que debe ser unos 5 grados menor a la ambiente (usar hielo para enfriarla).

  • Cuando el cilindro adquiera una temperatura constante, cercana a 100 ºC, introducirlo en el calorímetro, tapar y meter el termómetro.

  • Medir la temperatura repetidas veces, ésta subirá unos grados sobre el ambiente y comenzará a disminuir. Registrar el valor más alto alcanzado, Tf.

  • Calcular el calor específico del sólido e indicar el probable % de error al despreciar el calorímetro.

    Experimento B:

  • Colocar en el calorímetro unos 150 g de agua calentada aproximadamente 10 ºC sobre la temperatura ambiente

  • Pesar el calorímetro con el agua

  • Tapar y medir la temperatura cada ½ minuto durante 5 minutos antes de añadir el hielo. Batir bien antes de cada medición

  • Preparar unos 40 g de hielo y secarlos muy bien con la toalla de papel. Inmediatamente después de una medición de la temperatura añadir el hielo al calorímetro y continuar midiendo cada ½ minuto hasta 5 minutos después de medir la temperatura más baja, tratando de batir bien la mezcla

  • Pesar el calorímetro con el agua de nuevo y determinar con precisión la masa del hielo agregado

  • Graficar la temperatura en función de tiempo. Extender las líneas AB y DE y localizar la línea FG que hace iguales las áreas sombreadas en la figura 2.

  • En la ecuación 5 considerar como T la temperatura en F y como Tr la temperatura en G. Calcular el calor de fusión del hielo y estimar su posible error. Calcular el error cometido si 0,5 g de agua se adhirieron al hielo al meterlo en el agua.

  • Bibliografía o Paginas de Internet consultadas:

    http://scsx01.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/calorimetro/calorimetro.htm

    http://alipso.com/monografias/calor/

    http://216.239.37.104/search?q=cache:5frEJvQofxYC:www.adi.uam.es/~javmen/fisica_general_I/TERMO_2.doc+calor+especifico+calor+latente&hl=es&ie=UTF-8/

    www.nobel.se/chemistry/laureates/ 1995/rowland-autobio.html

    Figueroa, R y Saenz, A. Manual de Laboratorio de Física General II. Universidad de Costa Rica. Costa Rica. 2003.

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