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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA-QUIM 1104 
CALORIMETRÍA: DETERMINACIÓN DE ENTALPÍA DE REACCIÓN 
Y DE ENTALPÍA DE SOLUCIÓN 
 
1. Objetivos 
 
● Ilustrar los conceptos de entalpía y capacidad calorífica. 
● Determinar la cantidad de energía liberada o absorbida en una reacción química y en 
un proceso de disolución. 
● Capacitar al estudiante en la comprensión de los fenómenos de interconversión de 
energía. 
2. Marco teórico 
Este experimento parte del hecho de que si transferimos la misma cantidad de energía en forma 
de calor a diferentes materiales de la misma masa, el cambio de temperatura es diferente en 
cada material, es decir los cambios observados en cada material dependen de su capacidad 
calorífica. Si tomamos el agua como sustancia de referencia ( 4.18J K-1 g-1 ), podremos saber 
el calor específico de otro material, al colocarlos en contacto térmico. Calor específico es la 
cantidad de calor, en Joules o Calorías requeridos para elevar la temperatura 1.0°C a 1.0 g de 
material, es decir, 
 
donde Q es la energía en forma de calor transferida, m es la masa del material y T es el cambio 
de temperatura. 
En calorimetría se utiliza el calorímetro para aislar los materiales que serán puestos en contacto 
térmico y al medir masas y cambios de temperatura se puede determinar el calor específico de 
un material. Partiendo de un análisis de las transferencias de energía en forma de calor que se 
presentan dentro del calorímetro, podremos determinar el calor específico. Por ejemplo si en 
este proceso están involucrados tres materiales a, b y c, y si la energía en forma de calor que 
transfiere a es completamente absorbida por b y c entonces: 
Energía cedida por a = Energía absorbida por b + Energía absorbida por c Relación 
que podemos expresar como: 
 
o haciendo uso de la primera ecuación, podemos escribir: 
 
 
 
 
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De esta expresión podemos, midiendo las masas y los cambios en temperaturas, alguno de los 
calores específicos cuando conocemos los dos restantes. 
 
 
 
Calorímetro 
El calorímetro es un instrumento científico que sirve para medir la cantidad de energía liberada 
o absorbida durante un proceso natural como reacciones químicas, el cambio de la temperatura 
de un sistema, la emisión de energía en forma de calor de una resistencia eléctrica por la cual 
pasa una corriente eléctrica, etc. 
Hay muchos tipos de colorímetros (como isotérmicos, adiabáticos, etc) pero el tipo de 
calorímetro más común consiste en un envase cerrado de paredes adiabáticas (no permiten el 
flujo de energía a través de ellas) lleno con agua, un dispositivo para agitar y un termómetro. 
Si hay cambios de temperatura al interior del calorímetro estos serán ocasionados por el 
proceso que se pretende estudiar. Por ejemplo si hay una reacción de combustión en un 
compartimiento cerrado de paredes rígidas y diatérmicas al interior del calorímetro la energía 
liberada será absorbida por el agua circundante y por los materiales que componen el 
calorímetro. De este modo se producirá un aumento de la temperatura. Si se conoce la 
temperatura de equilibrio inicial y la final de todo el sistema (calorímetro más sistema de 
estudio) se puede calcular la energía liberada por la reacción de combustión. 
Cuando la fuente de energía es un objeto caliente de temperatura conocida, se puede 
determinar el calor específico del objeto. También se pueden determinar los cambios de 
energía interna o de entalpía durante los procesos de transición de fase. El calor latente es 
aquella forma de energía que se transfiere en forma de calor al sistema pero que no ocasiona 
cambio de la temperatura sino transiciones 28 de estado, como en de líquido a sólido o líquido 
a gas. Cuando la fuente de energía es una reacción química, como sucede al quemar un 
combustible, las sustancias reactivas se colocan en un envase metálico previamente pesado 
llamado bomba. Esta bomba se introduce en el calorímetro y la reacción se provoca por 
ignición con ayuda de una chispa eléctrica. 
 
 
 
 
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Figura 1. Esquema básico de un calorímetro adiabático 
En un experimento típico, la temperatura dentro del calorímetro se controla durante un período 
de cinco minutos. Luego se inicia la reacción, causando un aumento de temperatura. La 
temperatura en el interior del calorímetro se controla durante otros cinco minutos. A 
continuación se muestra un gráfico esquemático de temperatura frente al tiempo. Las lecturas 
se dividen en dos períodos: pre-reacción y post-reacción. Idealmente, durante los períodos de 
pre-reacción y post-reacción, la temperatura debe permanecer constante, pero en la práctica a 
menudo hay una ligera desviación debido al calor generado por la agitación y el equilibrio de 
temperatura entre el calorímetro y su contenido. 
Las lecturas de los períodos de pre y post reacción deberían extrapolarse linealmente a cinco 
minutos y medio. La diferencia Tf - T i da entonces el aumento de temperatura correcto.
 
 
 
Figura 2. gráfico esquemático de temperatura vs tiempo. 
 
 
 
 
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En este experimento, una reacción de cambio de entalpía molar conocida se lleva a cabo dentro 
del calorímetro. La medición del aumento de temperatura permite determinar la capacidad 
calorífica del calorímetro. Luego, se lleva a cabo una reacción de cambio de entalpía molar 
desconocida dentro del calorímetro. A partir del aumento de temperatura medido y la 
capacidad de calor conocida del calorímetro, se puede calcular la entalpía molar desconocida. 
 
3. Materiales y reactivos 
 
● Vaso de precipitado de 100 mL (2) 
● Vidrio de reloj (1) 
● Probeta de 25 o 50 mL 
● Plancha de calentamiento con agitación (1) 
● Embudo (1) 
● Termómetro digital (1) 
● Espátula (1) 
 
● NaOH 1 M 
● HCl 1 M 
● Urea 
 
 
 
 
 
4. Parte experimental 
4.1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro 
 
4.1.1. Tome un calorímetro limpio y seco. Añada 20 mL de agua a temperatura ambiente, 
tápalo y empiece a registrar la temperatura con un sensor cada 15 segundos 
manteniendo siempre la agitación. Simultáneamente caliente 20 mL de agua hasta 
una temperatura entre 40 y 70 °C. 
4.1.2. Pasados 5 minutos, con la ayuda de un embudo, agregue rápidamente los 20 mL de 
agua caliente (anotando su temperatura al momento de la adición) al calorímetro. 
Asegúrese de estar registrando la temperatura del agua en el interior del 
calorímetro. Continué con el registro y la agitación por otros 5 minutos. 
 
 
 
 
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4.1.3. Realice un duplicado. 
 
4.2. Determinación del calor de reacción. 
 
4.2.1. Tomando como base el paso 4.1.1, tome en lugar de agua 20 mL de NaOH 1 M 
registre la temperatura cada 15 segundos y luego de 5 minutos agregue 20 mL de 
HCl 1 M. Siga el mismo procedimiento de la determinación de la capacidad 
calorífica del calorímetro. 
4.2.2. Realice un duplicado. 
 
4.3. Determinación del calor de solución. 
4.3.1. Al calorímetro seco añada 40 mL de agua a temperatura ambiente, registre la 
temperatura cada 15 segundos por 5 minutos y añada con la ayuda del embudo 1 g 
de urea (previamente macerada) cuidando de seguir registrando la temperatura por 
otros 5 minutos. Mantenga siempre el sistema en agitación. Realice un duplicado. 
 
5. Cálculos 
5.1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro 
● Construya una gráfica de temperatura en función del tiempo, termograma, y a partir 
de ella determine el cambio de temperatura, ΔT, ocurrido durante el proceso. ● 
Realice el balance de energía parael proceso. 
● Calcule la capacidad calorífica del calorímetro sabiendo que el calor específico del 
agua es 4.18 J °C-1 g -1 
5.2. Determinación del calor de reacción. 
● Construya el termograma y determine el cambio de temperatura ocurrido durante el 
proceso. 
● Determine la entalpía de reacción del proceso. 
● Determine la entalpía de reacción por mol de HCl 
 
5.3. Determinación del calor de solución. 
● Construya el termograma y determine el cambio de temperatura ocurrido durante el 
proceso. 
● Determine la entalpía de reacción del proceso. 
 
 
 
 
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● Determine la entalpía de reacción por mol de urea. 
6. Discusión 
6.1. Establezca y analice las posibles fuentes de error que contribuyen a la 
incertidumbre en la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro. 
6.2. Indique si la reacción de neutralización entre el NaOH y HCl es exotérmica o 
endotérmica según los valores obtenidos y si coinciden con lo reportado para esta 
reacción en la literatura. 
6.3. Establezca y analice las posibles fuentes de error que contribuyen a la 
incertidumbre en la determinación del calor de reacción. 
6.4. Indique si la reacción de disolución de la urea es exotérmica o endotérmica según 
los valores obtenidos y si coinciden con lo reportado para esta reacción en la 
literatura. 
6.5. Establezca y analice las posibles fuentes de error que contribuyen a la 
incertidumbre en la determinación del calor de solución. 
7. Cuestionario adicional 
 
7.1. Indique la diferencia entre una reacción exotérmica y una reacción endotérmica a 
través de dos ejemplos de cada una, donde muestre las ecuaciones de reacción y 
valores de entalpía. 
7.2. Al añadir 1.5g de CaCl2 a un calorímetro (de presión constante) con 10 mL de agua 
la temperatura de esta aumentó de 20ºC a 21.2ºC. ¿El proceso de solución del CaCl2 
es endotérmico o exotérmico? 
 
8. Ecuaciones de trabajo y gráfica de termograma 
 
8.1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro. 
 Balance de energía 
qsistema = qabsorbido + qliberado Sistema adiabático qsistema = 0J 
 
− qliberado = qabsorbido 
 
 
 
 
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− 
q
agua caliente = 
q
calorímetro + 
q
agua fría 
 
q
calorímetro = − 
q
agua caliente − 
q
agua fría 
 
q = mcΔT 
donde: 
m: corresponde a la masa de la sustancia 
c: calor específico del agua en este caso 4.18Jg-1 K-1 
ΔT: se determina por medio del termograma 
 
−magua calientecΔTagua caliente−magua fríacΔTfría 
 Cp = ΔTfría 
 
 
 
 Figura 3. Termograma-métodos de áreas iguales 
 
Las líneas de temperatura-tiempo (A , B ) se extrapolan a un punto en el tiempo común. 
Se selecciona una línea vertical que hará que las dos áreas sombreadas en el gráfico 
sean aproximadamente iguales. El cambio de temperatura para el experimento (ΔT frío 
) se calcula a partir de las temperaturas finales e iniciales en esta línea. Se considera 
que el proceso tiene lugar instantáneamente a lo largo de la línea vertical. Las áreas 
 
 
 
 
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sombreadas (una positiva, una negativa) se consideran proporcionales a la fuga de 
calor. Se supone que hacer que estas áreas sean iguales anula la pérdida de calor, lo 
que hace que la temperatura observada cambie de la misma manera que se observaría 
en un proceso adiabático. La temperatura promedio de la medición se toma como la 
temperatura en el punto de cruce (C ) entre estas áreas. 
ΔTcaliente = temperatura final leída del termograma - temperatura inicial del agua caliente. 
Este delta arroja un valor negativo. 
 
8.2. Determinación del calor de reacción. 
Balance de energía 
qsistema = qabsorbido + qrxn 
0 = qcalorímetro + qNaOH + qrxn 
 
Teniendo en cuenta que a presión constante qrxn = ΔHrxn , donde ΔH corresponde a entalpía 
de reacción. 
ΔHrxn =− (qcalorímetro + qNaOH) 
 ΔHrxn =− (Cp calorímetro ΔT termograma + mNaOHcNaOHΔT termograma ) 
donde: 
ΔT: se determina igual que en la figura 3. 
m: se determina con la concentración y con el volumen de NaOH utilizado. 
c NaOH : como la disolución utilizada tienen una concentración baja se considera que el calor 
específico de la mezcla es el del agua 4.18 Jg-1 K-1 
 
Entalpía de reacción molar 
ΔHrxnmolar = moΔleHs rHxnCl 
 
 8.3. Entalpía de solución 
 
 
 
 
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ΔHsln =− (qcalorímetro + qagua) 
 
ΔHsln =− (Cpcalorímetro ΔT + (magua cagua ΔT)) 
 
Entalpía de solución molar ΔHslnmolar = m oleΔsH dsel nurea 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Práctica: Calorimetría: determinación entalpías de reacción y entalpías de 
solución 
 
 
 
Fecha:13/11/2021 Sección: Vbo profesor 
 
 
 
Vbo profesor 
 
 
 
 
Integrantes: 
 
Nombre Kevin Correa Álvarez Código 202122235 
 
 
 
 
 
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Nombre Luis Miguel Suarez Ramírez Código 202123779 
 
 
Resultados 
 
Termogramas: 
 
 
 
 
 
 
 
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4.1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro. 
 
Balance de energía: 
 
 
Experimento T (agua fría) 
(°C) 
T (agua caliente) 
(°C) 
ΔT (°C) 
(termograma) 
Cp Calorímetro J/°C 
1 16.1 45.5 7.4 164.9 
2 18.5 50 7.8 170.4 
 Promedio 167.6 
 
 
Experimento1 
 
△ 𝑇𝑓𝑟𝑖𝑎 = 23.5 °𝑐 − 16.1°𝑐 = 7.40°𝐶 
△ 𝑇𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 = 23.5 °𝑐 − 45.5°𝑐 = −22°𝐶 
 
𝐶𝑝 =
(−20𝑔 ∗ 4.18
𝐽
𝑔 ∗ °𝐶 ∗ −22°𝐶
) − (20𝑔 ∗ 4.18
𝐽
𝑔 ∗ °𝐶 ∗ 7.4
)
7.4°𝐶
= 164.9
𝐽
°𝐶
 
 
Experimento 2 
 
𝑋 − 18.6 = 7.8 
𝑋 = 26.3 
 
△ 𝑇𝑓𝑟𝑖𝑎 = 26.3 °𝑐 − 18.5°𝑐 = 7.8°𝐶 
△ 𝑇𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 = 26.3 °𝑐 − 50°𝑐 = −23.7°𝐶 
 
 
𝐶𝑝 =
(−20𝑔 ∗ 4.18
𝐽
𝑔 ∗ °𝐶 ∗ −23.7°𝐶
) (−20𝑔 ∗ 4.18
𝐽
𝑔 ∗ °𝐶 ∗ 7.8
)
7.8°𝐶
= 170.4
𝐽
°𝐶
 
 
 
 
 
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𝑃𝑟𝑜𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 = (164.9 + 170.4) (
1
2
) =
335.3
2
= 167.6 
 
 
 
 
4.2. Determinación del calor de reacción. 
 
Balance de energía: 
 
 
 
 
Experimento 
ΔT (°C) 
(termograma) 
Entalpía de 
reacción (J) 
Moles de HCl 
Entalpía molar de 
reacción (J/mol HCl) 
1 5.6 -957.3 0.02 -47864 
2 6.2 1018.4 0.02 50920 
 
 
△ 𝑇 = 22.8 °𝑐 − 17.2°𝑐 = 5.6°𝐶 
△ 𝑇 = 23.1 °𝑐 − 16.9°𝑐 = 6.2°𝐶 
 
masa (g) del NaOH 
𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
∗ 0.02𝐿 ∗
40𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻
= 0.8 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 
△ 𝐻𝑟𝑥𝑛 = − [(167.6
𝐽
°𝐶
∗ 5.6°𝐶) + (0.8 𝑔 ∗
4.18𝐽
𝑔°𝐶
 ∗ 5.6 °𝐶)] = −957.3𝐽 
△ 𝐻𝑟𝑥𝑛 = [(167.6
𝐽
°𝐶
∗ 6.2°𝐶) − (0.8 𝑔 ∗
4.18𝐽
𝑔°𝐶
 ∗ 6.2°𝐶)] = 1018.4𝐽 
 
Entalpía molar de reacción (J/mol HCI) 
 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝐼 = 1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 ∗ 0.02𝐿 = 0.02 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝐼 
 
 
 
 
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𝐸𝑛𝑡𝑎𝑙𝑝𝑖𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝐻𝐶𝐼 = −
957.3 𝐽
0.02
= 47864𝐽 𝑚𝑜𝑙1 
𝐸𝑛𝑡𝑎𝑙𝑝𝑖𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝐻𝐶𝐼 =
1018.4 𝐽
0.02
= 50920𝐽 𝑚𝑜𝑙1 
 
 
 
 
 
 
4.3. Determinación del calor de solución. 
 
Balance de energía: 
 
Experimento 
ΔT (°C) 
(termograma) 
Entalpía de 
disolución (J) 
Moles de Urea 
Entalpía molar de 
disolución (J/molHCl) 
1 -0.7 234.4 0.017 13788.2 
2 -0.5 167.4 0.017 9847.06 
 
△ 𝑇 = 16.5 °𝑐 − 17.2°𝑐 = −0.7°𝐶 
△ 𝑇 = 17 °𝑐 − 17.5°𝑐 = −0.5°𝐶 
 
△ 𝐻𝑠𝑖𝑛 = − [(167.6
𝐽
°𝐶
∗ (−0.7 °𝐶)) + (40 𝑔 ∗
4.18𝐽
𝑔°𝐶
∗ (−0.7°𝐶))] = 234.4𝐽 
△ 𝐻𝑠𝑖𝑛 = − [(167.6
𝐽
°𝐶
∗ (−0.5 °𝐶)) + (40 𝑔 ∗
4.18𝐽
𝑔°𝐶
∗ (−0.5 °𝐶))] = 167.4𝐽 
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑢𝑟𝑒𝑎 = 1 𝑔 𝑢𝑟𝑒𝑎 ∗
1 𝑚𝑜𝑙
60 𝑔
= 0.017 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑟𝑒𝑎 
Entalpia molar disolucion de la urea en agua =
234.4
0.017
= 13788.2 Jmol−1 
Entalpia molar disolucion de la urea en agua =
167.4
0.017
= 9847.06 Jmol−1 
 
 
 
 
 
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6. Discusión 
6.1. El error pudo haber Sido resultado de la mala lectura , en el termómetro , no dejar 
pasar el tiempo suficiente para que la temperatura fuese constante , o que el termómetro 
haya tocado el vaso de la calorimetría en la temperatura. 
Entre las variables que afectan la capacidad calorífica se encuentran la temperatura, la 
composición y estado de las sustancias, así como de sus impurezas . 
6.2. Se puede notar que el sistema es exotérmico en el experimento uno pues entalpia es 
negativa y se libera calor mientras en el segundo experimento es endotérmica pues el calor se 
queda interno y no se libera. lo que puede concluir que el sistema está en equilibrio. 
6.3. Las posibles fuentes de error en la determinación del calor de la reacción serían, La 
exposición del calorímetro con el exterior cuando esta destapado, también un registro 
incorrecto afectaría el proceso , no haber purgado el calorímetro antes de usarlo, no adicionar 
el HCl rápidamente. 
6.4. según los datos obtenidos en la entalpia podemos concluir que las reacciones exotérmicas 
el experimento uno y en el dos ya que los valores hallados son negativos lo que indica que se 
liberó calor. 
6.5. Las posibles fuentes de error en la determinación del calor de solución son la exposición 
del calorímetro con el exterior cuando está destapado , también un registro incorrecto afectaría 
el proceso , no haber purgado el calorímetro antes de usarlo , estar seco, no haber puesto el 
agitador en el calorímetro. 
 
 
6. Cuestionario adicional 
7.1. Una reacción exotérmica es aquella cuyo valor de entalpía es negativo, es decir, el 
sistema desprende o libera calor al entorno (ΔH < 0). 
 Una reacción endotérmica es aquella cuyo valor de entalpía es positivo, es decir, el 
sistema absorbe calor del entorno (ΔH > 0). 
 
7.2. Es una reacción endotérmica por que la eltapia es positiva, el sistema no libera calor 
al entorno. 
 
△ Ὧ = 𝑚 ∗ 𝑐𝑢(𝑇1 − 𝑇2) 
 
 
 
 
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△ Ὧ = 0.0135 ∗
5
2
∗ 8.314(294.2 − 293) 
△ Ὧ = 0.013515 ∗ 49.884 
△ Ὧ = 0.674 
△ 𝐻 = 0.674 ∗ 8.314 ∗ 1.2 ∗ 0.013515 
△ 𝐻 = 0.674 + 0.1348 
△ 𝐻 = 0.81 
△ 𝐻 = 0.81𝐽 ∗
0.001𝐾𝐽
1𝐽
= 8.1 ∗ 10−4𝐾𝐽