Reporte1_Equipo10_LFQ

Vista previa del material en texto

San Nicolás de los Garza, N.L., México a 14 de marzo del 2022 
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE NUEVO LEÓN 
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS 
INGENIERÍA QUÍMICA 
 
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA 
PRÁCTICA NO. 1 “CALOR DE SOLUCIÓN” 
Profesores: 
DR. Jacob Josafat Salazar Rábago 
MC. Celene Yasmín Fragoso Fernández 
Grupo: 01. Equipo no. #10 
MATRICULA NOMBRE FIRMA 
1959952 María Fernanda Navarro Pineda 
 
1955384 Hugo Alberto Medina López 
 
1946062 Fernando Olivares Sánchez 
 
2078581 Jorge Enrique Hernández García 
 
 
Criterios de evaluación Criterios de evaluación 
Portada Resultados y discusiones 
Marco teórico Conclusión 
Hipótesis Referencias 
Procedimiento 
TOTAL 
1 
Práctica No.1 Calor de solución 
Objetivo 
Evaluar los datos experimentales obtenidos en la determinación del calor integral de 
la solución del nitrato de amonio en agua mediante la técnica calorimétrica, usando 
cloruro de amonio como referencia para determinar la precisión de las mediciones y 
realizar un análisis comparativo con los datos que se proponen al final de esta 
práctica. 
 
Marco teórico 
La participación del calor en el área de la termodinámica se encuentra como una 
manifestación de transferencia de energía de un sistema a otro, cuando existe una 
diferencia de temperaturas.1 
Este valor es representado mediante la letra Q. Y la cantidad de calor para un proceso 
se obtiene del producto entre la capacidad calorífica y la diferencia de temperatura .2 
𝑄 = 𝐶 ∗ 𝛥𝑇 
La capacidad calorífica, o también conocida como calor específico es la cantidad 
de energía que un cuerpo necesita para elevar su temperatura 1°C, cada cuerpo 
necesitará una cantidad distinta de calor dependiendo de la composición de los 
cuerpos.3 
La ecuación (C) está representada como el resultado de la cantidad de calor 
expresada en calorías (Q) sobre el incremento de temperatura expresada en grados 
Celsius (ΔT= Diferencia entre la temperatura final y la temperatura inicial).2 
𝐶 =
𝑄
𝛥𝑇
 
El calor de disolución o entalpía de disolución, se define como los cambios de calor 
cuando un soluto se disuelve en un disolvente, es decir, los cambios de calor en una 
disolución a presión constante. Se obtiene a partir de medidas calorimétricas.4 
El calor de disolución de una sustancia está definido como la suma de la energía 
absorbida y la energía liberada. El calor de disolución toma un valor positivo siendo 
un proceso endotérmico, y de lo contrario cuando su valor es negativo, siendo un 
proceso exotérmico, se le conoce como entropía de solución.5 
Puede evaluarse de manera experimental disolviendo un soluto en algún solvente, 
registrar los valores de cambios de temperatura en la solución para realizar cálculos 
colorimétricos.4 
2 
El calor integral de solución se define como la variación de entalpía por mol de 
soluto, en una cantidad adecuada de solvente para obtener la solución de 
concentración especificada.6 
 
Determinar el calor de solución: técnica calorimétrica 
La técnica calorimétrica se basa en la ley de la conservación de la energía y la ley de 
transferencia de calor. Permite estudiar sistemas líquidos o líquido-sólido.8 El 
procedimiento del método consiste en preparar las muestras, donde se pesa la 
cantidad deseada del soluto y se prepara la disolución. Después y con ayuda de un 
vaso Dewar, la solución es agitada y su temperatura es medida con un termómetro 
en distintos periodos de tiempo, para así, medir la capacidad calorífica del vaso y 
determinar el valor del calor integral de disolución.7 
 
Hipótesis 
La disolución de cloruro de amonio y nitrato de amonio en agua es un proceso 
endotérmico, ya que absorbe calor, esta energía se utilizará para romper los enlaces 
de iones soluto-soluto y solvente-solvente, a consecuencia de eso la temperatura del 
sistema se verá disminuida. 
 
Materiales 
● Termo Dewar 
● Termómetro de 0 a 100°C con precisión de 0.1°C 
● Probeta 500 mL 
● Vaso de precipitado de 600 mL 
● Espátula 
 
Reactivos 
● Cloruro de amonio (NH4Cl) 
● Nitrato de amonio (NH4NO3) 
● Agua destilada 
 
 
 
 
3 
Procedimiento 
 
a) Determinación de la capacidad calorífica del sistema 
 
 
 
b) Determinación del calor de solución de la sustancia problema 
 
4 
Disposición de residuos 
Las soluciones obtenidas en los experimentos se depositan en el colector “A” 
 
Resultados y discusiones 
a. Determinación de la capacidad calorífica del sistema (Termo Dewar) 
Temperatura (ºC) - H2O Tiempo (s) 
19.0 0 
18.7 15 
18.7 30 
18.7 45 
 
Temperatura (ºC) - NH4Cl + H2O Tiempo (s) 
17.5 60 
17.7 75 
17.7 90 
17.7 105 
 
b. Determinación del calor de solución de la sustancia problema (NH4NO3) 
Temperatura (ºC) - H2O Tiempo (s) 
18.0 0 
18.5 15 
18.7 30 
18.7 45 
 
 
5 
Temperatura (ºC) - NH4NO3 + H2O Tiempo (s) 
16.5 60 
17 75 
17.2 90 
17.2 105 
 
Las lecturas tomadas para la práctica fueron tomadas cada 15 segundos, donde para 
el caso A, primero se tomó la temperatura del agua hasta que dio constante, seguido 
de lo anterior se tomó la temperatura del cloruro de amonio hasta ser temperatura 
constante, para el caso B el procedimiento fue el mismo, solo que en vez de usar 
cloruro de amonio se usó nitrato de amonio. Las variaciones de temperaturas se 
pueden observar de manera gráfica en la Figura 1. 
Figura 1. Termograma de las temperaturas y tiempos de la reacción de NH4Cl y NH4NO3 
 
Se puede observar la variación con el tiempo transcurrido en ambos casos donde la 
temperatura constante del agua fue de 18.7°C para las ambas reacciones y hubo una 
disminución de temperatura. 
6 
A continuación, se muestran los datos obtenidos de las temperaturas constantes en 
la siguiente tabla, nombrando a “Determinación de la capacidad calorífica del sistema 
(Termo Dewar)” como “1er Ronda” y a “Determinación del calor de solución de la 
sustancia problema (NH4NO3)” como “2da Ronda”. 
 
Dato 1er Ronda 2da Ronda 
Volumen del solvente 0.250 0.250 
Soluto NH4Cl NH4NO3 
Masa de soluto (g) 3.73 5.55 
Temperatura inicial (ºC) 18.7 18.7 
Temperatura final (ºC) 17.7 17.2 
 
 
1er Ronda 
Determinación de la capacidad calorífica del sistema (Termo Dewar) 
 
Para evaluar la capacidad calorífica del sistema, se usó como referencia el compuesto 
de cloruro de amonio (NH4Cl), el cual se conoce que su calor de disolución es de 
15899.2 J/mol. Además del cambio de temperatura que esta sustancia provocó al ser 
añadida al sistema (termo Dewar), donde inicialmente se registró una temperatura de 
18.7 ºC y descendió hasta 17.7 ºC, este cambio de temperatura al ser de mayor a 
menor sugiere que ocurrió una transferencia de calor del sistema a su entorno. Todo 
esto ocurrió a presión constante por lo que se le considera como un proceso isobárico. 
Primeramente, se empezó a calcular los gramos del soluto de referencia: 
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝐶𝑙 = (
1
200
)(
52.5
𝑔
𝑚𝑜𝑙
18
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)(250𝑚𝐿)(0.998
𝑔
𝑚𝐿
) = 3.71𝑔 
Posteriormente, se calcularon los moles de NH4Cl empleados. 
𝑛 = 3.73 𝑔 𝑁𝐻4𝐶𝑙 (
𝑚𝑜𝑙
53.5 𝑔
) = 0.0697 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
 
 
7 
Seguidamente, se calculó el cambio de temperatura: 
𝛥𝑇 = (17.7 º𝐶 + 273.15) − (18.7 º𝐶 + 273.15) = −1.0 𝐾 
 
Posteriormente, se calculó el calor generado por el sistema: 
𝑄𝑟𝑒𝑓 = 𝑞𝑟𝑒𝑓 × 𝑛 = 15899 .2 𝐽/𝑚𝑜𝑙 × 0.0697 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 1108.2 𝐽 
 
Finalmente, se calculó la capacidad calorífica del sistema: 
𝐶𝑠𝑖𝑠𝑡 =
𝑄𝑟𝑒𝑓
𝛥𝑇
=
1108.2 𝐽
−1.0 𝐾
= −1108.2 𝐽/𝐾 
La capacidad calorífica del sistema a presión constante fue de -1108.2 J/K. El valor 
negativo indica que el sistema requiere de energía para disminuir su temperatura, por 
lo que el resultado obtenido nos sugiere que el sistema requiere de 1108.2 J/K para 
disminuir en 1 K la temperatura. 
 
2da Ronda 
Determinación del calor de solución de la sustancia problema (NH4NO3) 
Primeramente, se empezó acalcular los gramos del soluto problema: 
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 = (
1
200
)(
80
𝑔
𝑚𝑜𝑙
18
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)(250𝑚𝐿)(0.998
𝑔
𝑚𝐿
) = 5.55𝑔 
Posteriormente, se calcularon los moles de NH4NO3 empleados: 
𝑛 = 5.55 𝑔 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 (
𝑚𝑜𝑙
80.0 𝑔
) = 0.0694 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 
 
Seguidamente, se calculó el cambio de temperatura: 
𝛥𝑇 = (17.2º𝐶 + 273.15) − ( 18.7 º𝐶 + 273.15) = −1.5 𝐾 
 
Posteriormente, se calculó el calor generado por el sistema: 
𝑄𝐸𝑥𝑝 = 𝐶𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 × 𝛥𝑇 = (−1108.2 𝐽/𝐾)(−1.5 𝐾) = 1662.3 𝐽 
 
Finalmente, se calculó el calor de disolución del NH4NO3: 
𝑞𝐸𝑥𝑝 =
𝑄𝐸𝑥𝑝
𝑛
=
1662.3 𝐽
0.0694 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 
= 23952.45 𝐽/𝑚𝑜𝑙 
El calor de solución obtenido del NH4NO3 fue de 23952.45 J/mol. 
8 
Por medio del valor del calor de solución reportado en la literatura, el cual es de 
15899.2 J/mol, se midió el porcentaje de desviación: 
% 𝐷𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = |
𝑞𝑟𝑒𝑝 − 𝑞𝐸𝑥𝑝
𝑞𝐸𝑥𝑝
| × 100 = |
15899.2 𝐽/𝑚𝑜𝑙 − 23952.45𝐽/𝑚𝑜𝑙
23952.45 𝐽/𝑚𝑜𝑙
| × 100
= 33.62 % 
El porcentaje de desviación obtenido fue mayor a lo esperado, debido a que este 
resultó ser ampliamente mayor al 5% por lo que el calor de disolución obtenido para 
el NH4NO3 refleja poca exactitud. Esto debido a distintos factores, como lo son el uso 
de instrumentos, entre ellos la báscula, donde la calibración toma un papel importante 
en la precisión. Se deben de tomar en cuenta las condiciones ambientales, ya que 
aspectos como lo son la temperatura ambiental, presión atmosférica y humedad del 
aire, influyen en las condiciones de los reactivos, tanto al inicio como al final de la 
práctica. También un punto importante a tomar en cuenta, son los factores humanos, 
es decir, errores cometidos por el equipo donde la atención no fue precisa al momento 
de realizar algún procedimiento o tomar algún dato. 
 
Datos experimentales a evaluar. 
 
1er Caso 
Dato 1er Ronda 2da Ronda 
Volumen del solvente 0.250 0.250 
Soluto NH4Cl NH4NO3 
Masa de soluto (g) 3.710 5.550 
Temperatura inicial (ºC) 27.2 27.3 
Temperatura final (ºC) 26.0 25.5 
 
Capacidad calorífica del sistema. 
1. moles: 3.710g(
1 𝑚𝑜𝑙
53.5 𝑔
) = 𝑛 = 0.06934 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
2. 𝛥𝑇 = (26.0º𝐶 + 273.15) − (27.2 + 273.15) = −1.2 𝐾 
3. 𝑄𝑟𝑒𝑓 =
15899.2 𝐽
𝑚𝑜𝑙
∗ 0.0693 𝑚𝑜𝑙 = 1101.81 𝐽 
9 
4. 𝐶𝑠𝑖𝑠𝑡 =
1101.81 𝐽
−1.2 𝐾
= −918.17 𝐽/𝐾 
 
Calor de disolución NH4NO3 
1. moles: 5.550𝑔(
1 𝑚𝑜𝑙
80 𝑔
) = 𝑛 = 0.06937 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 
2. 𝛥𝑇 = (25.5º𝐶 + 273.15) − (27.3 + 273.15) = −1.8 𝐾 
3. 𝑄𝐸𝑥𝑝 =
−918.17 𝐽
𝐾
∗ (−1.8 𝐾) = 1652.71 𝐽 
4. 𝑞𝐸𝑥𝑝 =
1652 .71 𝐽
0.06937 𝑚𝑜𝑙
= 23824.5 𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
% de desviación entre los datos experimentales y el valor reportado 
% 𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛: |
15899.2 − 23824.5 𝐽/𝑚𝑜𝑙
23824.5 𝐽/𝑚𝑜𝑙𝑙
| ∗ 100 = 33.26% 
2do Caso 
Dato 1er Ronda 2da Ronda 
Volumen del solvente 0.250 0.250 
Soluto NH4Cl NH4NO3 
Masa de soluto (g) 3.711 5.555 
Temperatura inicial (ºC) 27.0 27.6 
Temperatura final (ºC) 26.0 26.1 
 
Capacidad calorífica del sistema. 
1. moles: 3.710𝑔(
1 𝑚𝑜𝑙
53.5 𝑔
) = 𝑛 = 0.06936 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
2. 𝛥𝑇 = (26.0º𝐶 + 273.15) − (27.0º𝐶 + 273.15) = −1.0𝐾 
3. 𝑄𝑟𝑒𝑓 =
15899.2 𝐽
𝑚𝑜𝑙
∗ 0.06936 𝑚𝑜𝑙 = 𝑄𝑟𝑒𝑓 = 1102.54 𝐽 
4. 𝐶𝑠𝑖𝑠𝑡 =
1102.54 𝐽
−1.0𝐾
= −1102.54𝐽/𝐾 
 
Calor de disolución NH4NO3 
1. moles: 5.550g(
1 𝑚𝑜𝑙
80 𝑔
) = 𝑛 = 0.06943 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
2. 𝛥𝑇 = (26.1º𝐶 + 273.15) − (27.6º𝐶 + 273.15) = −1.5𝐾 
10 
3. 𝑄𝐸𝑥𝑝 =
−1102 .54 𝐽
𝐾
∗ (−1.5𝐾) = 1653.81𝐽 
4. 𝑞𝐸𝑥𝑝 =
1653 .81𝐽
0.06943 𝑚𝑜𝑙
= 23819.8 𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
% de desviación entre los datos experimentales y el valor reportado 
% 𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛: |
15899.2 − 23819.8 𝐽/𝑚𝑜𝑙
23819.8 𝐽/𝑚𝑜𝑙
| ∗ 100 = 33.25% 
 
3er Caso 
Dato 1er Ronda 2da Ronda 
Volumen del solvente 0.800 0.800 
Soluto NH4Cl NH4NO3 
Masa de soluto (g) 11.870 17.78 
Temperatura inicial (ºC) 26.0 26.0 
Temperatura final (ºC) 24.9 22.0 
 
Se empieza por calcular los gramos de soluto de referencia y el soluto problema: 
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝐶𝑙 = (
1
200
)(
53.5
𝑔
𝑚𝑜𝑙
18
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)(800𝑚𝐿)(0.998
𝑔
𝑚𝐿
) = 11.9𝑔 
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 = (
1
200
)(
80
𝑔
𝑚𝑜𝑙
18
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)(800𝑚𝐿)(0.998
𝑔
𝑚𝐿
) = 17.7𝑔 
 
Capacidad calorífica del sistema. 
1. moles: 𝑛 = 11.87𝑔(
1 𝑚𝑜𝑙
53.5 𝑔
) = 0.2218 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
2. 𝛥𝑇 = (24.9º𝐶 + 273.15) − (26.0º𝐶 + 273.15) = −1.1 𝐾 
3. 𝑄𝑟𝑒𝑓 =
15899.2 𝐽
𝑚𝑜𝑙
∗ 0.2218 𝑚𝑜𝑙 = 𝑄𝑟𝑒𝑓 = 3526.44 𝐽 
4. 𝐶𝑠𝑖𝑠𝑡 =
3526.44 𝐽
−1.1 𝐾
= −3205.85 𝐽/𝐾 
 
 
11 
Calor de disolución NH4NO3 
5. moles: 17.78g(
1 𝑚𝑜𝑙
80 𝑔
) = 𝑛 = 0.22225 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
6. 𝛥𝑇 = (22.0º𝐶 + 273.15) − (26.0º𝐶 + 273.15) = −4𝐾 
7. 𝑄𝐸𝑥𝑝 =
−3205 .85 𝐽
𝐾
∗ (−4𝐾) = 12823.41 𝐽 
8. 𝑞𝐸𝑥𝑝 =
12823.41 𝐽
0.2218 𝑚𝑜𝑙
= 57797.2 𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
% de desviación entre los datos experimentales y el valor reportado 
% 𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛: |
15899.2 − 57797.2 𝐽/𝑚𝑜𝑙
57797.2 𝐽/𝑚𝑜𝑙
| ∗ 100 = 72.49% 
Los resultados obtenidos para el cálculo del calor de solución del NH4NO3 en los 
casos 1 y 2 muestran similitud con el valor obtenido durante la realización de la 
presente práctica, mientras que el caso 3 es el que más variación presenta. Este 
último se puede deber al ser el caso que mayor masa de ambos reactivos empleó, es 
más propenso a que estos contengan impurezas, las cuales alteran el resultado 
deseado, y en general, todos los casos presentan un porcentaje de desviación 
significativamente alto, lo que sugiere que se requiere de una mejora en la 
metodología, como por ejemplo usar un sistema cerrado y aislado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
Conclusión 
Al decretar la capacidad calorífica del sistema tomando como base el cloruro de 
amonio, que usamos como referencia para determinar la precisión de las mediciones, 
se deduce que se trata de un proceso endotérmico, en el cual absorbe calor al medio. 
Esto causa que nuestro valor de negativo y asienta a nuestra hipótesis planteada. 
Al realizar un análisis para decretar el porcentaje de desviación estándar, se nota que 
este no cumple con el porcentaje de desviación de exactitud recomendado (5% o 
menos). El resultado se pudo ver afectado por impurezas dentro de las sales o algún 
error de medición del agua antes de ser depositada en el termo Dewar. 
Al realizar un análisis comparativo experimental con los casos 1, 2 y 3, se percibe que 
en el caso 3 da una desviación estándar muy alejada de lo esperado y en el caso 1 y 
2, las desviaciones son muy parecidas ya que varían por algunas décimas, cabe 
señalar que el caso 2 fue más exacto. Los resultados variados de estos tres casos se 
derivan por la diferencia de temperatura registrada. Aun así el grupo de los casos no 
cumplen con el porcentaje de desviación de exactitud recomendado, esto pudo ser a 
causa de alguna falla al momento de realizar la práctica, como las antes mencionadas. 
Haciendo una comparación de los tres casos con nuestro valor determinado, se puede 
notar que se asimila a los casos 1 y 2. Estos al ser similares son de gran precisión 
mas no de exactitud. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
ANEXO REPORTE PRELIMINAR 
 
 
 
 
14 
Referencias 
 
1. Engel, T. (2007). Introducción a la Fisicoquímica: Termodinámica. Primera 
edición. México: PEARSON EDUCACIÓN. p. 16 
2. B. Giraldo G., Liliana, & Cubillos, Gloria Ivonne, & Moreno P., Juan 
Carlos (2005). EVALUACIÓN DE LAS PÉRDIDAS TÉRMICAS EN 
CALORIMETRÍA ISOPERIBÓLICA. IMPORTANCIA DE LOS 
ALREDEDORES EN LA OBTENCIÓN DE CONSTANTES 
INSTRUMENTALES. Revista Colombiana de Química, 34(2),147-159.[fecha 
de Consulta 9 de marzo de 2022]. ISSN: 0120-2804. Disponible en: 
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=309025255005 
3. Levine,I.. (2004). Fisicoquímica. Quinta edición. Volumen 1. New York: 
McGraw-Hill. p. 62 
4. "Quintana, P", "Muñiz, A.", "Coronado, C.", "Villalobos, E.". (2019. noviembre 
06). DETERMINACIÓN DE CALORES DE DISOLUCIÓN Y 
CRISTALIZACIÓN PARA SOLUCIONES SATURADAS DE NITRATO DE 
POTASIO EN AGUA. Academia Journals, 18, 2876-2881. 2022, marzo 09, 
De 
https://static1.squarespace.com/static/55564587e4b0d1d3fb1eda6b/t/5ff891d
32374d22fa76f3dbe/1610125826555/Tomo+18+-
+Diseminaci%C3%B3n+de+la+investigaci%C3%B3n+en+la+educaci%C3%B
3n+superior+-+Celaya+2019.pdf Base de datos 
5. MORA G., Carolina P., BARBOSA B., Helber J., & MARTÍNEZ R., Fleming. 
(2007). EFECTO DE ALGUNOS SOLVENTES ORGÁNICOS EN 
SATURACIÓN SOBRE LAS FUNCIONES TERMODINÁMICAS DE 
DISOLUCIÓN DEL NAPROXÉN EN MEDIOS ACUOSOS A pH 
FISIOLÓGICO. Vitae, 14(1), 38-47. Retrieved March 09, 2022, from 
http://www.scielo.org.co/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0121-
40042007000100006&lng=en&tlng=es. 
6. B. Gómez, A. (1996). Calores de Solución y Propiedades 
Termodinámicas Relacionadas: Un método Gráfico General de Cálculo. 
REVISTA COLOMBIANA DE QUÍMICA, 15, 33-50. 
7. A. SCIELO: "Torres, D", "Sosnik, A", "Chiappetta, D.", "Vargas, E.", 
"Martínez, F".. (Noviembre 31, 2008). Entalpía de disolución de sulfacetamida 
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=309025255005
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=309025255005
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=309025255005
https://static1.squarespace.com/static/55564587e4b0d1d3fb1eda6b/t/5ff891d32374d22fa76f3dbe/1610125826555/Tomo+18+-+Diseminaci%C3%B3n+de+la+investigaci%C3%B3n+en+la+educaci%C3%B3n+superior+-+Celaya+2019.pdf
https://static1.squarespace.com/static/55564587e4b0d1d3fb1eda6b/t/5ff891d32374d22fa76f3dbe/1610125826555/Tomo+18+-+Diseminaci%C3%B3n+de+la+investigaci%C3%B3n+en+la+educaci%C3%B3n+superior+-+Celaya+2019.pdf
https://static1.squarespace.com/static/55564587e4b0d1d3fb1eda6b/t/5ff891d32374d22fa76f3dbe/1610125826555/Tomo+18+-+Diseminaci%C3%B3n+de+la+investigaci%C3%B3n+en+la+educaci%C3%B3n+superior+-+Celaya+2019.pdf
https://static1.squarespace.com/static/55564587e4b0d1d3fb1eda6b/t/5ff891d32374d22fa76f3dbe/1610125826555/Tomo+18+-+Diseminaci%C3%B3n+de+la+investigaci%C3%B3n+en+la+educaci%C3%B3n+superior+-+Celaya+2019.pdf
https://static1.squarespace.com/static/55564587e4b0d1d3fb1eda6b/t/5ff891d32374d22fa76f3dbe/1610125826555/Tomo+18+-+Diseminaci%C3%B3n+de+la+investigaci%C3%B3n+en+la+educaci%C3%B3n+superior+-+Celaya+2019.pdf
https://static1.squarespace.com/static/55564587e4b0d1d3fb1eda6b/t/5ff891d32374d22fa76f3dbe/1610125826555/Tomo+18+-+Diseminaci%C3%B3n+de+la+investigaci%C3%B3n+en+la+educaci%C3%B3n+superior+-+Celaya+2019.pdf
http://www.scielo.org.co/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0121-40042007000100006&lng=en&tlng=es
http://www.scielo.org.co/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0121-40042007000100006&lng=en&tlng=es
http://www.scielo.org.co/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0121-40042007000100006&lng=en&tlng=es
http://www.scielo.org.co/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0121-40042007000100006&lng=en&tlng=es
15 
sódica en agua: comparación entre la calorimetría isoperibólica de solución y 
el método de van't Hoff. Química Nova, 31, 6. 
https://www.scielo.br/j/qn/a/86LdKRrfKGRVhSsGzH5x9Wc/?format=pdf&lang
=es 
8. Salamanca, Y. (2011). Estudio de Volúmenes Molales Parciales y Entalpías 
de Solución para HMT y TATD en agua en función de temperatura. 2022, 
marzo 08, de Universidad Nacional de Colombia Ciencias, Química Sitio web: 
https://repositorio.unal.edu.co/bitstream/handle/unal/8621/yinapatriciasalaman
cablanco.2011.pdf?sequence=1&isAllowed=y 
9. Cabrera, P. (2004). CONSIDERACIONES SOBRE LOS FACTORES QUE 
AFECTAN LAS CALIBRACIONES DE INSTRUMENTOS PARA PESAR. 
marzo 13, 2022, de CENAM Sitio web: 
https://www.cenam.mx/simposio2004/memorias/ta-050.pdf 
https://www.scielo.br/j/qn/a/86LdKRrfKGRVhSsGzH5x9Wc/?format=pdf&lang=es
https://www.scielo.br/j/qn/a/86LdKRrfKGRVhSsGzH5x9Wc/?format=pdf&lang=es
https://www.scielo.br/j/qn/a/86LdKRrfKGRVhSsGzH5x9Wc/?format=pdf&lang=es
https://www.scielo.br/j/qn/a/86LdKRrfKGRVhSsGzH5x9Wc/?format=pdf&lang=es
https://repositorio.unal.edu.co/bitstream/handle/unal/8621/yinapatriciasalamancablanco.2011.pdf?sequence=1&isAllowed=y
https://repositorio.unal.edu.co/bitstream/handle/unal/8621/yinapatriciasalamancablanco.2011.pdf?sequence=1&isAllowed=y
https://repositorio.unal.edu.co/bitstream/handle/unal/8621/yinapatriciasalamancablanco.2011.pdf?sequence=1&isAllowed=y
https://repositorio.unal.edu.co/bitstream/handle/unal/8621/yinapatriciasalamancablanco.2011.pdf?sequence=1&isAllowed=y
https://www.cenam.mx/simposio2004/memorias/ta-050.pdf