Informe - Termoquímica

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Estudios Generales - UNALM Guía de Práctica de Laboratorio Química General Modalidad Virtual
INFORME PRÁCTICA 5 : TERMOQUÍMICA
PROFESOR: Jhonny Wilfredo Valverde Flores
N° DE GRUPO: “5”
HORARIO: 8:00 am - 10:00 am
INTEGRANTES:
● Michel Alexis Bañares Gutierrez
1.- INTRODUCCIÓN:
La termoquímica se encarga del estudio de las modificaciones caloríficas que se
llevan a cabo en las reacciones entre dos o más especies químicas. Se considera
como parte esencial de la termodinámica, que estudia la transformación del calor y
otros tipos de energía para comprender la
dirección en la que se desarrollan los procesos y
cómo varía su energía. Hay transformaciones que
liberan calor, a estas se las llama exotérmicas y
hay transformaciones que necesitan de un
suministro de calor para que se puedan producir,
se las llama endotérmicas. Estas cantidades de
calor se pueden medir mediante un parámetro
termodinámico muy conocido, la variación de
entalpía cuyo símbolo es ∆H. En el laboratorio puede medirse la entalpía de
neutralización entre HCl y NaOH haciéndolos reaccionar en un recipiente aislado
térmicamente y midiendo el cambio de temperatura; de la misma manera se puede
medir la entalpía de disolución de urea en agua mezclandolos en un recipiente
aislado y registrando el cambio de temperatura.
2.- PROPÓSITO DE LA PRÁCTICA:
- Determina la entalpía de neutralización de hidróxido de sodio con ácido
clorhídrico.
- Determina la entalpía de disolución de urea en agua.
3.- HIPÓTESIS:
Las entalpías de neutralización y de disolución se pueden obtener poniendo en
contacto los reactivos dentro de un calorímetro y midiendo los cambios de
temperatura
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4.- MARCO TEÓRICO:
● Cambio de entalpía: Es la cantidad de calor que gana o pierde un sistema
cuando experimenta un cambio químico o físico a presión constante.
● Calorimetría: Los cambios de entalpía de procesos físicos o químicos
pueden determinarse mediante la calorimetría, la cual es una técnica que se
basa en la medición del cambio de temperatura cuando un sistema absorbe o
libera calor. El procedimiento se realiza en un recipiente aislado térmicamente
del exterior, llamado calorímetro.
● Entalpía de neutralización: El calor de neutralización está definido como el
calor producido cuando una mol de ácido es neutralizada por una mol de
base. En la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte el calor de
neutralización tiene un valor aproximadamente constante debido a que la
reacción neta es:
(𝑂𝐻)−
(𝑎𝑐)
+ 𝐻+
(𝑎𝑐)
→ 𝐻
2
𝑂 ∆𝐻 = − 13. 7 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙
Suponga la reacción entre NaOH y HCl ambos en solución acuosa:
𝑁𝑎(𝑂𝐻)
(𝑎𝑐)
 + 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑐)
→ 𝑁𝑎𝐶𝑙
(𝑎𝑐)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
Dado que los ácidos y bases fuertes y las sales, están completamente disociados en
sus soluciones, se tendrá:
𝑁𝑎+
(𝑎𝑐)
+ 𝑂𝐻−
(𝑎𝑐)
+ 𝐻+
(𝑎𝑐)
+ 𝐶𝑙−
(𝑎𝑐)
→𝑁𝑎+
(𝑎𝑐)
+ 𝐶𝑙−
(𝑎𝑐)
+ 𝐻
2
𝑂
Cancelando los iones espectadores:
𝑂𝐻−
(𝑎𝑐)
 + 𝐻+
(𝑎𝑐)
→ 𝐻
2
𝑂
En consecuencia, en las neutralizaciones de ácido y base fuerte, el efecto térmico
observado es responsabilidad exclusiva de la unión de los iones hidrógeno e
hidróxido para formar agua. Los otros iones (Na+ y Cl- en el ejemplo) no participan
de la reacción y son considerados iones espectadores.
Si la reacción química se lleva a cabo en un recipiente aislado del exterior, entonces
el sistema no ganará ni perderá calor (qSistema = 0) pero dentro del recipiente si habrá
cambios internos (calor de neutralización y calor que gana la mezcla). Entendemos
por mezcla a la suma de las disoluciones de ácido y de base.
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Los cambios térmicos internos se manifiestan como cambios de temperatura.
=0 (sistema aislado)𝑞
𝑆𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎
= 𝑞
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
+ 𝑞
𝑀𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎
𝑞
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
= − 𝑞
𝑀𝑒𝑥𝑐𝑙𝑎
𝑞
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
= − 𝑚𝐶(∆𝑇)
donde:
m = masa de mezcla = masa de disolución de ácido + masa de disolución de base
c = calor específico de la mezcla (se asume que casi toda es agua y c= 1 cal/g ºC)
qReacción se puede expresar por mol de agua formada y se denomina entalpía de
neutralización:
∆𝐻
𝑁𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛
 = 𝑞
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
/𝑛
𝐴𝑔𝑢𝑎
∆𝐻
𝑁𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 
= − 𝑚𝐶(∆𝑇)/𝑛
𝐴𝑔𝑢𝑎
● Entalpía de disolución: Cuando un sólido o gas se disuelve en un líquido, o
cuando se mezclan dos líquidos, se rompen enlaces entre las moléculas de
los materiales alimentados y se forman nuevas uniones entre moléculas
vecinas de la mezcla. Este proceso va acompañado por una absorción o
liberación neta de energía en forma de calor.
En esta sección se muestra cómo puede determinarse el calor neto del proceso de
disolución:
(Sistema aislado)𝑞
𝑆𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎
= 𝑞
𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
+ 𝑞
𝑀𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎
= 0
𝑞
𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
= − 𝑞
𝑀𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎
 
𝑞
𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
= − 𝑚𝐶(∆𝑇)
donde:
m = masa de mezcla = masa de solvente + masa de soluto
c = calor específico de la mezcla (se asume que casi toda es agua y c= 1 cal/g ºC)
qDisolución se puede expresar por mol de soluto y se denomina entalpía de disolución:
∆𝐻
𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
 = 𝑞
𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
/𝑛
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
∆𝐻
𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
 = − 𝑚𝐶(∆𝑇)/𝑛
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
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5.- REQUERIMIENTOS PARA LA PRÁCTICA:
A. Materiales/reactivos/equipos.:
a. Un laboratorio de química con suministros de energía,
agua, desagüe, materiales y equipos de laboratorio.
b. Instrucciones de trabajo.
MATERIALES:
c. Vaso de precipitados de 100 o 250 mL
d. Termómetro de 0 a 100 °C (de preferencia graduado 0,1-0,2 °C)
e. Probeta de 50 o 100 mL
f. Varilla de vidrio para agitar
REACTIVOS:
g. Disolución de hidróxido de sodio, NaOH 1M
h. Disolución de ácido clorhídrico, HCl 1M
i. Urea, NH2CONH2
j. Agua destilada
EQUIPO:
k. Calorímetro de presión constante.
De buenas prácticas de laboratorio: para asegurar exactitud y precisión de
resultados.
- Manual de Buenas Prácticas de Laboratorio.
De gestión ambiental: ecoeficiencia, reciclaje, segregación, disposición:
- Manual de gestión de residuos de laboratorio.
- Instrucciones de tratamiento y disposición de residuos sólidos, efluentes y/o
emisiones en área de trabajo. Referencia: elementos de la norma ISO 14001.
- Recipientes para disposición de residuos sólidos.
- Recipientes para disposición de residuos líquidos.
De seguridad y salud de las personas. Protectores, incendios, derrames, accidentes,
Manual de gestión de seguridad y salud ocupacional:
- Identificación/Investigación de Peligros y Evaluación de Riesgos. Factores de
Riesgos: Físicos, Químicos, Biológicos, Psicosociales, Ergonómicos.
Referencia: elementos de la norma OHSAS 18001.
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- MSDS (Material Safaty Data Sheet) cartillas de seguridad de cada uno de los
reactivos usados.
- Material y equipo de protección personal que la práctica lo exija: guantes para
calor; protector de ojos; mandil o guardapolvo.
- Campana de extracción de gasas cuando lo requiera.
6.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
1. Determinación de la entalpía de neutralización de NaOH con HCl:
- Medir 50 mL de disolución de HCl 1M en una probeta y verter en el
calorímetro. Esperar 3 min y medir su temperatura (T1). Anotar
volumen y temperatura de HCl(ac) en la tabla 1.
- Enjuagar la probeta, medir 50 mL de disolución de NaOH 1M y verter
en un vaso de precipitados.
- Medir la temperatura de la base con el mismo termómetro previamente
enjuagado. La temperatura de la base debe ser en lo posible igual a la
temperatura del ácido, puede admitirse una diferencia de 0,2 oC como
máximo. Anotar volumen y temperatura de NaOH(ac) en la tabla 1.
- Verter la disolución de NaOH al calorímetro donde está la disolución
de HCl.Tapar inmediatamente, agitar la mezcla moviendo el
calorímetro con suaves movimientos de vaivén y medir la temperatura
de la mezcla de reacción cada 20 segundos hasta alcanzar un máximo
(T2). Anotar dicha temperatura en la tabla 1.
2. Determinación de la entalpía de disolución de urea en agua:
- Medir en una probeta 50 mL de agua destilada y agregar al
calorímetro. Esperar 3 min y medir su temperatura (T1). Anotar
volumen y temperatura en la tabla 2.
- Agregar 2,5 gramos de urea al calorímetro (anotar la masa en la tabla
2). Tapar inmediatamente, agitar la mezcla moviendo el calorímetro
con suaves movimientos de vaivén y medir la temperatura de la
mezcla de reacción cada 20 segundos hasta alcanzar un mínimo (T2).
Anotar dicha temperatura en la tabla 2.
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7.- RESULTADOS:
TABLA 1: Determinación de la entalpía de neutralización de NaOH con HCl
HCl 1M
V (mL) 50
T1 (K) 293
NaOH 1M
V (mL) 50
T1 (K) 293.5
Temperatura final máxima registrada, T2 (K) 299
Masa de la mezcla final, m (gramos)
(asuma que su densidad es 1 g/mL)
100
Calor específico de la mezcla final, c (cal/goC)
(asuma que se comporta como agua pura)
1
Reacción de neutralización HCl(ac) + NaOH(ac) →NaCl(ac) + H2O(l)
Cálculo de la entalpía de neutralización (cal/mol de agua formada)
ΔHneutralización= q / mol de H2O
q = -mCe(ΔT)
q = -100(1)(299-293.25)
q = -575 cal
nH2O= 50 mL NaOH 1M→ 0.05mol de NaOH
→ 0.05 mol de H2O
ΔHneutralización= -575/0.05 = -11500 cal/mol de H2O
TABLA 2: Determinación de la entalpía de disolución de urea en agua
Agua destilada
V (mL) 50
T1 (K) 294
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Urea Masa (g) 4
Temperatura final mínima registrada, T2 (K) 291
Masa de la mezcla final, m (gramos)
(asuma que su densidad es 1 g/mL)
54
Calor específico de la mezcla final, c (cal/goC)
(asuma que se comporta como agua pura)
1
Cálculo de la entalpía de disolución (cal/mol de urea)
ΔHdisolución = qdisolución / nsoluto
𝑞
𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
= − 𝑚. 𝐶𝑒. (𝑇
𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
− 𝑇
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
)
𝑞
𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
= − (54) * 1 * (291 − 294)
= 162 cal𝑞
𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
ΔHdisolución = 162/ nsoluto
⇒ 4 𝑔 𝐶𝑂(𝑁𝐻
2
)
2
*
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂(𝑁𝐻
2
)
2
60 𝑔 𝐶𝑂(𝑁𝐻
2
)
"
= 0, 0667 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂(𝑁𝐻
2
)
2
= 2428,785 cal/mol de urea.∆𝐻
𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
 = 162 𝑐𝑎𝑙0,0667 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂(𝑁𝐻
2
)
2
8.- DISCUSIÓN DE RESULTADOS:
En la reacción de una solución ácida con otra que es base, se puede apreciar la
variación de temperatura que se produce. Dicho de otro modo, es posible calcular la
entalpía. Además, se puede apreciar la diferencia entre una reacción endotérmica
de una exotérmica. Por ejemplo, en el primer experimento de entalpía de
neutralización es el caso exotérmico, mientras que el segundo experimento de
entalpía de disolución es un caso de reacción endotérmica.
9.- CONCLUSIONES:
Se obtuvieron las entalpías de neutralización y de disolución poniendo en contacto
reactivos dentro del calorímetro y midiendo los cambios en la temperatura.
10.- BIBLIOGRAFÍA:
➢ Manual de Buenas Prácticas de Laboratorio. 2007. Servicio de Prevención de
Riesgos Laborales. Consejo Superior de Investigaciones Científicas.
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Ministerio de Educación y Ciencia. Sevilla, España.
http://www.icv.csic.es/prevencion/Documentos/manuales/bpl_csic.pdf
➢ Buenas Prácticas de Laboratorio.
http://aulavirtual.usal.es/aulavirtual/demos/microbiologia/unidades/documen/u
ni_02/44/GLP.htm
➢ Termoquímica: explicación, usos y leyes.
https://www.lifeder.com/termoquimica/
EVALUACIÓN DE ENTRADA PRÁCTICA 7
Fecha: 8/08/2021 Nota:.......................
Grupo de teoría: ........................................... Grupo de prácticas: 5
Título de la práctica 7: TERMOQUÍMICA
Balotario de preguntas:
1. ¿Cuál es el propósito de la práctica 7?
El propósito de la práctica es que al final de ella podamos determinar la entalpía de
neutralización del hidróxido de sodio con ácido clorhídrico y la entalpía de disolución
de la urea en agua.
2. ¿Cuál es la hipótesis de la práctica 7?
Las entalpías de neutralización y de disolución se pueden obtener poniendo en
contacto los reactivos dentro de un calorímetro y midiendo los cambios de
temperatura.
3. Defina qué es entalpía
La entalpía (H) se define como la cantidad de energía contenida en una sustancia, y
su variación (ΔH) muestra la cantidad de energía atraída o cedida por un sistema
termodinámico.
4. Defina qué es calorimetría
La calorimetría es el área de la física centrada en las técnicas y los recursos para
medir el calor.
5. ¿Qué es entalpía de neutralización?
La entalpía de neutralización es la variación de la entalpía cuando un equivalente
gramo de ácido es completamente neutralizado por un equivalente gramo de una
base en solución acuosa.
6. ¿Qué es entalpía de disolución?
La entalpía de disolución es la variación de la entalpía asociada a la disolución de
una sustancia en un solvente.
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7. Describa brevemente el procedimiento de la práctica 7
Ya que el propósito de la práctica es determinar la entalpía de neutralización del
hidróxido de sodio con ácido clorhídrico y la entalpía de disolución de la urea en
agua, empezamos con la primera actividad.
Vertimos en un calorímetro 50 ml de una disolución 1M de HCl y luego anotamos su
temperatura inicial.
En un vaso de precipitados vertimos 50 ml de una disolución de NaOH 1M y
medimos su temperatura también.
Luego vertimos la disolución de NaOH al calorímetro para realizar la neutralización,
y medimos la temperatura con un termómetro cada 20 segundos hasta alcanzar su
máxima temperatura.
Por último, con los datos obtenidos podemos calcular la variación de la entalpía en la
neutralización.
Para la segunda actividad vertemos 50 ml de agua destilada al calorímetro y
medimos su temperatura inicial. Luego le agregamos 4 g de urea y agitamos para
realizar la disolución midiendo la temperatura cada 20 segundos hasta alcanzar un
mínimo de temperatura.
Con los datos obtenidos podemos calcular la variación de la entalpía en la
disolución.
8. Un calorímetro contiene 100 mL de HCl 0,5M a 20 oC y se le agrega 100 mL de
NaOH 0,5M a la misma temperatura. Se agita el sistema y luego se observa que el
sistema alcanza una temperatura máxima de 24 oC. Calcule la entalpía de
neutralización por mol de agua formada.
Asuma que la mezcla resultante tiene densidad y calor específico igual a los del
agua (d=1 g/mL y c=1 cal/g oC)
NaOH + HCl NaCl + H2O
N = M x V(L) = 0.5 x 0.1 = 0.05 moles de HCl
Relación estequiométrica (1:1) 0.05 moles H2O
100 ml = 100g Solución = 100 + 100 = 200 g solución
ΔHneutralización = - mc(Tfinal-Tinicial) / nagua
ΔHneutralización = -(200) (1) (24-20) /0.05 = -16Kcal/mol
9. Un calorímetro contiene 100 mL de agua destilada a 20 °C. Se le agrega 10 g de
urea y se agita el sistema observándose que al cabo de un tiempo alcanza una
temperatura mínima de 15 °C. Calcule el calor de solución por mol de soluto.
Urea, NH2CONH2 (masa molar = 60g)
1 mol NH2CONH2 = 60g
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x moles NH2CONH2 = 10g x = 0.1667 moles NH2CONH2
100mL agua = 100 g agua 100 + 10 = 110 g solución
ΔHdisolución = - mc(Tfinal-Tinicial) / nagua
ΔHdisolución = - (110) (1) (15-20) /0.1667 = 3299.34 cal/mol
11.- CUESTIONARIO:
1. ¿Cómo confirma usted que logró cumplir el propósito de la práctica?
Podríamos determinar el cumplimiento de objetivos si es que logramos poder
calcular la entalpía de las reacciones trabajadas en clase, debido a la virtualización
por la actual coyuntura que atraviesa el mundo y el país no hemos podido presenciar
ese cálculo con nuestros docentes, pero hemos logrado conocer el proceso y poder
sabercuáles son la metodología para lograr calcular la entalpía de las reacciones.
2. ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable?
Podríamos determinar el cumplimiento de objetivos si es que logramos poder
calcular la entalpía de las reacciones trabajadas en clase, debido a la virtualización
por la actual coyuntura que atraviesa el mundo y el país no hemos podido presenciar
ese cálculo con nuestros docentes, pero hemos logrado conocer el proceso y poder
saber cuáles son la metodología para lograr calcular la entalpía de las reacciones.
3. ¿Cómo demuestra usted que trabajó de manera segura?
Debemos tomar todas las medidas y los implementos que necesitamos para
permanecer dentro del laboratorio, ya que trabajamos con sustancias que pueden
afectar nuestra salud, por lo cual se necesita mucha responsabilidad al tratar con
estas sustancias ya que no solo nos podemos dañar nosotros mismos sino también
a los que trabajan a nuestro alrededor.
4. ¿Cómo demuestra que cuidó el ambiente en el laboratorio?
Debemos tomar todas las medidas y los implementos que necesitamos para
permanecer dentro del laboratorio, ya que trabajamos con sustancias que pueden
afectar nuestra salud, por lo cual se necesita mucha responsabilidad al tratar con
estas sustancias ya que no solo nos podemos dañar nosotros mismos sino también
a los que trabajan a nuestro alrededor.
5. ¿Qué operaciones unitarias y qué procesos unitarios ha llevado a cabo en esta
práctica?
Conversiones de temperatura, reacciones de formación de NaCl y H2O a partir de
NaOH y HCl, y una disolución de urea (NH2CONH2) y H2O.
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6. Usted ha comprobado que la neutralización es una reacción exotérmica, lo que
significa que al ocurrir la reacción se pierde energía, ¿por qué sí se pierde
energía, hay elevación de la temperatura de la masa contenida en el
calorímetro?
Porque al trabajar en un sistema aislado, el calor de la disolución es el mismo que el
negativo del calor de la mezcla. No se obtendrá ni perderá calor.
7. ¿Se hubiese logrado el propósito si se hubiese trabajado con un recipiente
que no estuviese aislado térmicamente? Argumente.
No, pues al no estar aislado estaría en contacto e interactuaría con el ambiente en el
que se encuentre, lo que generaría impediría calcular su entalpía con precisión.
8. ¿Se podría medir el calor de combustión en un calorímetro como el que se ha
usado en el laboratorio? Sustente su respuesta.
Si, ya que está aislado térmicamente, es posible determinar el calor de combustión
con un termómetro para luego emplear la fórmula necesaria y obtener los datos
requeridos.
9. Un calorímetro contiene 100 mL de HCl 0,5M a 20 °C y se le agrega 100 mL de
NaOH 0,5M a la misma temperatura. Se agita el sistema y luego se observa que el
sistema alcanza una temperatura máxima de 24 °C. Calcule la entalpía de
neutralización por mol de agua formada.
Asuma que la mezcla resultante tiene densidad y calor específico igual a los del
agua (d=1 g/mL y c=1 cal/g oC)
NaOH + HCl NaCl + H2O
N = M x V(L) = 0.5 x 0.1 = 0.05 moles de HCl
Relación estequiométrica (1:1) 0.05 moles H2O
100 ml = 100g Solución = 100 + 100 = 200 g solución
ΔHneutralización = - mc(Tfinal-Tinicial) / nagua
ΔHneutralización = -(200) (1) (24-20) /0.05 = -16Kcal/mol
10. Un calorímetro contiene 100 mL de agua destilada a 20 °C. Se le agrega 10 g de
urea y se agita el sistema observándose que al cabo de un tiempo alcanza una
temperatura mínima de 15 °C. Calcule el calor de solución por mol de soluto.
Urea, NH2CONH2 (masa molar = 60g)
1 mol NH2CONH2 = 60g
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x moles NH2CONH2 = 10g x = 0.1667 moles NH2CONH2
100mL agua = 100 g agua 100 + 10 = 110 g solución
ΔHdisolución = - mc(Tfinal-Tinicial) / nagua
ΔHdisolución = - (110) (1) (15-20) /0.1667 = 3299.34 cal/mol
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