INFORME CALOR INTEGRAL DE SOLUCIÓN Adriana Lucía Lucía Arévalo, Arévalo, Sergio Daniel López, López, Miguel Miguel Ángel Ramos Ramos Departamento de Ingeniería Química y Ambiental Profesor: José Herney Ramírez Resumen En el siguiente informe se explica el desarrollo experimental del calor integral de solución. De igual forma se realizara el análisis termodinámico del proceso y se analizara el comportamiento ideal o no ideal de la solución a las condiciones del laboratorio. Se explicaran los respectivos cálculos para la preparación de las soluciones de ácido sulfúrico, su neutralización con hidróxido de sodio previamente estandarizado, los cálculos de capacidad calorífica del calorímetro, los calores específicos de cada reacción y calores de reacción. Finalmente se presentaran los costos, análisis ambientales, resultados y una discusión de estos. Objetivos: General: Determinar el calor normal de una reacción en solución. Específicos: -
Realizar la estandarización del hidróxido de sodio con biftalato de potasio como patrón primario y fenolftaleína como indicador.
-
Determinar los calores específicos de la disolución de ácido sulfúrico y de hidróxido de sodio en solución, en ácido sulfúrico diluido como producto de la reacción de neutralización.
-
Determinar el calor de disolución del ácido sulfúrico al 97% en agua.
-
Determinar el cambio de entalpia para la reacción de neutralización en solución de ácido sulfúrico con hidróxido de sodio a presión constante.
-
Comparar el calor específico de la disolución de ácido sulfúrico sulfúri co y el calor de la reacción de neutralización con los datos reportados en la literatura o los calculados teóricamente.
Introducción La práctica de calor integral de solución tiene como objetivo determinar el efecto de la composición sobre el calor de solución. La parte experimental consiste en un vaso Dewar que es un recipiente con paredes adiabáticas que impiden el intercambio de calor con el medio, dotado con un sistema de agitación, sistema de calentamiento y un termómetro. Este vaso opera como un pequeño reactor en el cual cuando se desarrolla la reacción el calor liberado durante la misma sea reabsorbido por el propio sistema ocasionando el aumento de la temperatura.
Acorde a las especificaciones del equipo y a partir de la primera ley de la termodinámica determinamos que el calor es igual a cero ya que es un proceso adiabático. Sin embargo en la parte del experimento donde se realiza calentamiento el calor es igual al trabajo eléctrico; de acuerdo a este planteamiento, hallamos una constante para el calorímetro con los datos tomados para el agua con la resistencia. Esta constante del calorímetro es utilizada para calcular los calores específicos de reacción como se explicara detalladamente más adelante. Posteriormente con los datos que tenemos sin corriente para cada reacción, la constante y los calores específicos, podemos deducir los calores de reacción. En la práctica se realizan los cálculos apropiados para conocer la cantidad de ácido sulfúrico necesario para tener una concentración de 0,1N. De igual manera para la neutralización preparamos una solución de hidróxido de sodio 0.5N, la estandarizamos para conocer la verdadera composición, y hacemos los cálculos pertinentes para la realización de la práctica. Conforme a los resultados obtenidos y la realización de un termo-grama que nos mostrara la variación de temperaturas en el proceso, se pudo comprobar la naturaleza exotérmica de ambas soluciones, pero se encontró un error en el valor teórico de la reacción de solución de ácido sulfúrico, causada por una propagación de errores explicada posteriormente. 1. Fundamento Teórico: En cualquier reacción química, además de llevarse a cabo la generación de unos productos y el consumo de unos reactivos, se presenta un cambio en su energía, ya sea porque se absorba o se libere. Por definición, la calor estándar se una reacción es el cambio en la entalpía cuando la misma se realiza a 1 atm e presión y tato productos como reactivos, se encuentran a 25°C. Cuando una reacción libera calor, se denomina exotérmica, por el contrario cuando es necesario absorberlo se conoce como endotérmica. Es importante tener en cuenta que la entalpía de una reacción no depende exclusivamente de propiedades como la temperatura o la presión, sino que también de los estados de agregación en que se encuentren todas las sustancias que participan. A partir de la ecuación general de la primera ley de la termodinámica, se realizara el tratamiento matemático, para llegar a las relaciones, útiles para determinar el calor de reacción (Smith, Van Ness, & Abbott, Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Químicaa, 2007):
+∫ (+ 12 +) = +∫ (+ 12 +) + 1 Ya que para el caso de un calorímetro, que es el recipiente donde se llevarán a cabo las reacciones, no hay entrada ni salida de materia, los términos que contienen los flujos másicos se cancelan. Por lo tanto la ecuación (1), se reduce a:
=+ 2 La ecuación (2), es la ecuación para un sistema cerrado, ya que se sabe que el proceso se realiza a presión constate, y además que (Smith, 2007):
=∗+∗ 3 Cómo se mencionó anteriormente dp=0, por lo tanto (2) se modifica a:
=+ 4 Por definición, el lado derecho de (4) es la entalpía, entonces:
= 5 Para este sistema, el calor generado, ya sea por la reacción o causado por una corriente eléctrica, se utiliza para calentar la masa que reacciona, ya que es un sistema adiabático, y por este motivo, no puede intercambiar calor con los alrededores. De esta manera, el calor generado, resulta igual al cambio en la entalpía del sistema, es decir a la suma de los cambios en la solución y en el calorímetro, es decir:
= −+Í − 6 En este caso, K calorímetro estaría compuesto por su masa y su correspondiente C p , pero ya que no se conoce su masa, se prefiere utilizar una sola constante que contenga estas dos componentes. En el caso de que se lleve a cabo un trabajo eléctrico, el balance de energía para el mismo sistema se representa como:
= =∆ 7 Donde:
= ℎ∆ 8 = 9 Por lo tanto:
=∆ 10 Para las ecuaciones entre (7) y (10), I corresponde a la corriente, V a la diferencia de potencial, Rh la resistencia y Δt corresponde al tiempo que se aplicó el trabajo. Por lo tanto el balance de energía para el calentamiento sería:
∆= −+Í − 11 Ya que inicialmente el calorímetro solo contiene agua, se conoce el Cp de la solución. Entonces la constante K es:
= Δ − − 12
Con el fin de determinar los Cp correspondientes a cada reacción se realizan calentamientos posteriores en los que:
∆ = ∆−Í ∆
13
Este proceso se repite para las dos reacciones que se llevarán a cabo, las cuales son:
+ → +2 ⟶ +2 Por otra parte, el cálculo del ΔH de reacción se define como (Smith, 2007):
° ° ° Δó = ∑Δ −∑Δ 14 Teniendo en cuenta el balance de energía que se ha venido utilizando, el cálculo del calor liberado, se realiza de la misma manera, pero teniendo en cuenta que el análisis se realiza en el momento en que no entra el trabajo eléctrico al sistema. La ecuación obtenida es la siguiente:
∆ = ∆+Í∆ 15 Como la ecuación (15) se aplica en el momento en que no se ingresa electricidad, el cambio de temperaturas debe corresponder a este mismo lapso. Por otra parte, el cambio entálpico obtenido es el correspondiente a la masa de solución, si se desea obtener un calor integral se debe aplicar la siguiente relación:
∆ = ∆ 16 Donde n, son las moles de soluto que ingresan al sistema.
2. Procedimientos y datos experimentales:
Determinación calor integral de solución. El equipo consiste en un recipiente con paredes adiabáticas dotado con un sistema de agitación, sistema de calentamiento y un termómetro. Cuando se desarrolla la reacción el calor liberado durante el mismo es reabsorbido por el propio sistema ocasionando el aumento de la temperatura
Figura 1. Diagrama del equipo usado para el calor integral de solución Fuente: Foto tomada del laboratorio
El procedimiento del experimento es descrito a continuación a manera de diagrama de flujo: Tomar T( C) cada 30 segundos hasta que se estabilice, encender el sistema de calor a un voltaje de 5V y una corriente de 0.8A °
Medir y agregar 700 mL de agua destilada al vaso Dewar.
Agregar el volumen necesario de NaOH para neutralizar la solucion de acido sulfurico
Tomar datos de T( C) cada 30 segundos hasta que se estabilice la temperatura °
Cerrar bien el vaso Dewar, encender el sistema de agitación y el termometro.
Tomar datos de T( C) cada 30 segundos hasta que se estabilice la temperatura °
Calentar la solucion con la resistencia durante 5 min tomando datos de T( C) cada 30 segundos °
Calentar nuevamente con la resistencia la solucion durante 5 min. Tomar datos de T(ᵒC) cada 30
segundos
Tomar datos de T( C) cada 30 segundos hasta que se estabilice la temperatura °
Calentar el agua con la resistencia durante 5 min tomando datos de T( C) cada 30 segundos °
Tomar datos de T( C) cada 30 segundos hasta que se estabilice la temperatura °
Apagar el agitador y el lector de temperatura
Figura 2. Diagrama de flujo del experimento Calor de Solución
Al quitar la resistencia tomar datos de T( C) cada 30 segundos hasta que estabilice. °
Agregar el volumen calculado de acido sulfurico al 96% en peso para obtener una solución 0.1N
Graficar datos de temperatura vs tiempo
A continuación se muestran los resultados obtenidos durante la práctica: Tabla 1. Datos
obtenidos en el laboratorio para el Agua sola Medida Temperatura
Tabla 2. Datos
Tabla 4. Datos
obtenidos en el laboratorio para el Agua con Ácido Sulfúrico Medida Temperatura
0
19,6
1
19,6
0
22,3
2
19,7
1
22,7
3
19,7
2
22,9
4
19,8
3
22,9
5
19,8
4
22,9
6
19,9
5
22,9
7
19,9
6
22,9
8
20
7
22,9
9
20
10
20,1
11
20,1
12
20,1
13
20,1
Tabla 5. Datos
obtenidos en el laboratorio para la solución de ácido con corriente Medida Temperatura
obtenidos en el laboratorio para el Agua con suministro de calor. Medida Temperatura
0
22,9
1
23,1
2
23,2
3
23,3
0
20,1
4
23,5
1
20,3
5
23,6
2
20,6
6
23,8
3
20,8
7
23,9
4
21,1
8
24
5
21,4
9
24,1
6
21,7
10
24,2
7
22
8
22,3
9
22,6
10
22,9
Tabla 6. Datos
obtenidos en el laboratorio para la solución de Acido en Reposo Medida Temperatura
Tabla 3. Datos
obtenidos en el laboratorio para el Agua en reposo
0
24,2
1
24,3
2
24,4
22,9
3
24,3
1
22,8
4
24,3
2
22,7
5
24,2
3
22,7
6
24,2
4
22,6
7
24,1
5
22,6
8
24,1
6
22,5
9
24
7
22,5
10
24
8
22,4
11
24
9
22,3
12
24
10
22,3
11
22,3
Medida Temperatura 0
Tabla 7. Datos
obtenidos en el laboratorio para la Neutralización con NaOH Medida Temperatura
0 1 2 3 4 5 6
24 24,9 25,1 25,1 25,1 25,1 25,1
Tabla 9. Datos
obtenidos en el laboratorio para la Neutralización en reposo.
Medida Temperatura
Tabla 8. Datos
obtenidos en el laboratorio para la Neutralización con corriente. Medida Temperatura
0
26,3
1
26,3
2
26,3
3
26,3
0
25,1
1
25,1
4
26,2
2
25,2
5
26,2
3
25,4
6
26,2
4
25,6
5
25,8
7
26,1
6
25,9
8
26,1
7
26
9
26,1
8
26,1
10
26,1
9
26,2
10
26,3
Estandarización del Hidróxido de Sodio Preparar 250 mL de NaOH 0,5 N
Pesar 0,5g de biftalato de potasio y llevarlo a solucion
Llenar la bureta con la solucion de Na OH a titular
Agregar unas gotas de fenolftalein a a la solucion de Biftalato de sodio.
Titular la solucion de Biftalato hasta viraje del indicador
Hallar la concentracion real de hidroxido de sodio
Figura 3. Diagrama de flujo de la Estandarización.
3. Muestra de Cálculos y Resultados.
Preparación de disolución de Hidróxido de Sodio 0,5N Para preparar 250 mL de solución de NaOH (PM=40 g/mol) aproximadamente 0.5N, se calcula cuanta masa en teoría del mismo reactivo se debe disolver:
∗ 40 = 0,5 0,25 ∗ 0,5 1 1 Así se procedió a pesar una masa similar a la determinada en el cálculo anterior para preparar la solución a estandarizar. Dicha masa fue: 4,9987g
Titulación de la solución de NaOH Se preparó una solución de Biftalato de Potasio (BFK) con una masa de 0,5218 g del reactivo y se llevó a un Erlenmeyer junto con 2 gotas de fenolftaleína (indicador); posteriormente se llenó la bureta con la solución de NaOH previamente preparada y se procedió a titular. La reacción que ocurre es la siguiente:
+ ⟶ +
Así vemos que la relación molar entre el Biftalato y el NaOH es 1 a 1, y al observar que el volumen de la titulación fue de 4,85ml de NaOH se tiene:
1 ∗ 1 0,5218 ∗ 204,1 22 ∗ 1 0,00485 =0,527 Así la concentración de nuestra solución de NaOH es 0,527M
Preparación de dilución de Ácido Sulfúrico: Para preparar una solución de ácido sulfúrico 0,1 N a partir de una solución del 96% (ρ=1,84 g/cm 3) con los 700 mL de agua que están inicialmente en el calorímetro, se realizan los cálculos para hallar el volumen de la alícuota de este reactivo que se debe agregar al agua:
49 ∗ 1 ∗ 1 =1,94 0,7∗ 0,11 ∗ 1 0,96 1,84 De esta manera, para que en el calorímetro halla una solución de 0,1N se debe agregar a los 700 ml de agua aproximadamente 1,94 ml de solución de Ácido Sulfúrico presente en el laboratorio.
Cantidad de NaOH estandarizado a adicionar para neutralizar: Se comienza calculando las moles presentes en la alícuota de ácido sulfúrico que se disolvió en el agua y posteriormente se hallan las moles de NaOH necesarias para neutralizar las anteriores según la relación molar existente que se muestra en la siguiente reacción:
+2 ⟶ +2 Lo anterior se resume en el siguiente cálculo:
84 ∗ 0,96 ∗ 1 ∗ 1 1,94 ∗ 1,1 1 98,08 1 = 132,60 ∗ 0,1000 527
Así podemos observar que para neutralizar la solución 0,1N de ácido se debe agregar 132,6 ml de la solución de NaOH estandarizada previamente. Los resultados y demás datos para la preparación de reactivos se resumen en las siguientes tablas: Tabla 10. Resultados y datos de la alícuota de ácido sulfúrico necesaria para una sln 0,1N
Preparación 0.1N ácido sulfúrico 96% V total(L) 0,7 densidad H2SO4 (g/ml) 1,84 volumen H2SO4 (ml) 1,94 Tabla 11. Resultados y datos de la estandarización de la sln de NaOH
Estandarización NaOH 0,5N V de sln NaOH (L) 0,25 PM NaOH 40 masa NaOH necesaria(g) 5 masa NaOH medida(g) 4,9987 masa Biftalato(g) 0,5218 PM Bifttalato 204,22 V de titulación (L) 0,00485 Concentración NaOH(M) 0,527 Tabla 12. Resultados y datos de la estandarización de la sln de NaOH
Neutralización de la sln PM H2SO4 98,08 V NaOH para neutralizar (ml) 132,60
Cálculo capacidad calorífica del calorímetro (Kcalorimetro) Para realizar este cálculo se tomaron en cuenta el voltaje, la corriente y el tiempo en los que se utilizó la electricidad dentro de agua del calorímetro, asi mismo se usó la temperatura inicial y final del proceso. Lo anterior junto con la masa del agua hallada con ayuda de la densidad a 20°c, y el Cp de la anterior a la misma temperatura ambiente del laboratorio, entonces usamos la ecuación 12 para hallar la Kcalorimetro de la siguiente manera:
= Δ − −
85∗30 −0,998 ∗700∗(4,182 ) = 5 ∗0, 22,9°−20,1° ∗ =−2466,77
Cálculo de las capacidades caloríficas de las soluciones. Ya con el valor del Kcalorimetro podemos hallar las Cp tanto de la solución de ácido como la de neutralización, en este caso tomamos como muestra de cálculo los datos de la solución de ácido, por ello tendremos que hallar la masa de la solución, la cual será la masa anterior de agua en el calorímetro sumada con la alícuota de ácido, que se haya con ayuda de la densidad así:
= 1,94 ∗ 1,184 =3,57 Entonces, sumando las dos masas obtenemos una masa igual a 702,313 g de solución; lo anterior junto con las temperaturas inicial y final en esta parte del experimento, en la ecuación 13 tenemos:
∆ = ∆−Í ∗∆ ∗24,2°−22,9°) 5 ∗0, 8 5∗30−(−2466, 7 7 = 24,2°−22,9°∗702,313 =4,909 ∗ El mismo proceso se hace para el Cp de la neutralización y la masa hallada en la solución anterior, más la aportada por el NaOH, así el Cp de la neutralización es:
=5,0053 ∗
Calculo del calor de reacción. Ya hallados los calores específicos de cada solución y la Kcalorimetro, tomamos como muestra de cálculo los datos de las temperaturas iniciales y finales de la solución de ácido en reacción (sin corriente eléctrica), y usamos la ecuación 15 de la siguiente forma:
−∆ = ∆+Í∆
22,9−22,3°−−2466,77 ∗22,9−22,3° ∆ =−702,313∗4,909 ∗ ∆ = −588,46 Y hallando el calor de reacción integral, para poder compararlo con la literatura, dividimos el anterior entre la masa de la solución de la siguiente forma:
∆ = ∆ 46 =−0,8379 ∆ = 702,−588, 313 Se hace el mismo proceso para la reacción de neutralización y los resultados son:
∆ =−1168,75 ∆ =−1,6575 Así los resultados de todo el experimento se consignan a continuación: Tabla 12. Resultados y datos del Cp de la solución del ácido Datos de la corriente electrica v (voltios) 5 I (amperios) 0,85 tiempo (s) 300 Welectrico (J) 1275
Tabla 13. Resultados y datos del Cp de la solución del ácido
Cp de la disolución de ácido masa agua (g) 698,7 masa Ácido Sulfúrico (g) 3,57 masa solución (g) 702,313 delta T 1,3 Cp solución (J/K*g) 4,909
Tabla 14. Resultados y datos del Cp de la solución de neutralización
para Cp de la neutralización masa NaOH (g) 2,79 m. neutralización (g) 705,11 delta T 1,2 Cp neutralización (J/K*g) 5,0053
Tabla 15. Resultados de los calores de reacción
Calores de reacción H solución (J) -588,46 H solución int (J/g) -0,8379 H Neutralización (J) -1168,75 H Neutralización int (J/g) -1,6575
4. Análisis Estadístico Dado que durante toda la práctica solo se realiza una medida para cada reacción, para el análisis estadístico solo se determina el valor del error relativo del calor de disolución del ácido sulfúrico, que es para la púnica reacción para la cual se encontraron valores reportados en la literatura:
−3264,4 −−837,9∗100=74,32% % = |.−. |∗100= −3264,4 . Se encuentra que la exactitud de esta medida es demasiado baja, pero se determina que este proviene del valor atípico que se encontró para la constante específica del calorímetro (-2466J/K), una posible explicación a la procedencia de estos valores se lleva a cabo en el análisis de resultados. En el caso de los calores específicos no se pueden encontrar valores reportados en la literatura, ya que serían datos para soluciones o mezclas, y los valores que se pueden encontrar reportados son para sustancias puras.
5. Análisis de Resultados De acuerdo con los resultados obtenidos y el análisis estadístico aplicado al calor de reacción de la solución con ácido, se ve que hay un alto error relativo entre el valor experimental y el valor obtenido en la literatura, y aunque este análisis solo se da para la solución de ácido, podemos inferir que es muy probable que este error se dé igualmente entre el calor de solución de la neutralización que hallamos experimentalmente y un posible valor teórico del mismo. Para explicar estos errores en los calores de reacción en solución nos tenemos que remontar a los cálculos que lo preceden, los cuales son las capacidades caloríficas de cada solución y la constante del calorímetro (Kcalorimetro). Primeramente nos enfocamos en la constante del calorímetro, la cual nos da un valor negativo, lo cual significaría que el calorímetro estaría entregando energía al sistema, cuestión que es casi imposible a menos de que él mismo estuviera caliente al ingresar el agua. Podemos ver en los cálculos que esto es ocasionado principalmente por la alta diferencia de temperaturas dada en el sistema cuando se agrega agua y corriente eléctrica, la cual es mayor a 2 grados kelvin, esta alta diferencia de temperaturas puede ser consecuencia de varios factores, como por ejemplo, un posible calentamiento de sobre en el calorímetro producido por una agitación excesiva con el agitador, factor que generaría energía dentro del calorímetro calentando el sistema en un grado mayor o igual al calor ofrecido por la corriente eléctrica. Por otro lado, se supuso en el experimento que la corriente y el voltaje proporcionado por la fuente eléctrica era constante, de no ser así puede que se estuviera proporcionando un mayor grado de energía que el que se supuso para todo el experimento, y por ello afectaría directamente no solo en la alta diferencia de temperaturas, sino también en la ecuación utilizada para determinar la constante del calorímetro. Partiendo así del análisis anterior, observamos que esta constante del calorímetro era indispensable para el cálculo de los calores específicos de ambas soluciones, pero además, se observa en los resultados que en estos cálculos se da igualmente una alta diferencia de temperaturas; así se afirma que la posible agitación excesiva junto con el posible sobrecalentamiento producido por la corriente eléctrica (factores previamente expuestos) se pudo haber dado no solo en la determinación de la Kcalorimetro sino de igual forma en todo el proceso, cuestiones que afectarían en el resultado de los calores específicos. Finalmente los factores anteriores tendrían como consecuencia un error en los cálculos de los calores de reacción tanto en la solución del ácido como en la solución de neutralización; lastimosamente no podemos comparar los datos experimentales de los calores específicos de ambas soluciones y del calor de reacción de la neutralización con los valores respectivos de la literatura, ya que no se encuentran. Para hacer un análisis más general de todo el proceso se realizó un termo-grama que relacionara las temperaturas obtenidas durante el proceso, así se obtuvo una gráfica de la siguiente forma:
Gráfica 1 . Termo-Grama del proceso de calor d e reacción. 29 27
) C ° ( 25 a r u t 23 a r e p m21 e T
19 17 0
500
1000
1500
2000
2500
3000
tiempo (s)
Con ello se pueden ver las 3 etapas del proceso global donde el primer salto en la gráfica sería producido por la adición de ácido al sistema, y el segundo salto por la adición del NaOH al sistema para neutralizarlo. En dicha grafica se puede observar precisamente un crecimiento muy grande en la temperatura en la primera etapa a la hora de agregar la corriente eléctrica al agua en el calorímetro, que concuerda con lo descrito anteriormente, y con el error presente en el Kcalorimetro. Sin embargo, se puede afirmar que la tendencia de la gráfica era la que se esperaba para el proceso, y se puede ver igualmente en el termo-grama que ambas soluciones aportan calor al sistema, aspecto que apoya por qué dieron valores negativos en los calores de solución (exotérmicos). 6. Análisis Ambiental En el desarrollo de la práctica no se presenta un importante efecto ambiental, ya que la mayoría de los reactivos usados fue agua destilada, a pesar de que se usaron otros reactivos como hidróxido de sodio y ácido sulfúrico, que podrían generar un daño importante especialmente en las fuentes hídricas, la cantidad utilizada fue casi despreciable, sin embargo, se tuvieron los cuidados necesarios para disponer de manera correcta los residuos que se produjeron durante la práctica, consultando con el laboratorista cuando fue necesario para evitar inconvenientes en este sentido. Por otra parte, durante la práctica se produce un gasto de energía para realizar el calentamiento, sin embargo la corriente utilizada es muy baja lo que permite que el daño causado durante su producción también sea muy bajo. A pesar que en el desarrollo de una práctica de laboratorio los impactos son mínimos en el caso de que se lleven estas reacciones a gran escala, el ambiente se puede ver seriamente afectado ya que normalmente no se tienen los cuidados necesarios y los desechos se terminan vertiendo en cañerías y así mismo en fuentes hídricas.
7. Conclusiones -
Se pudieron obtener tanto los calores específicos de cada solución, como sus respectivos calores de reacción, pero al no poder encontrar en la literatura los valores teóricos de los anteriores, no se sabe sobre la exactitud de todo el experimento.
-
Se puede afirmar que existió una propagación de errores desde la primera etapa del proceso, en la cual se obtuvo la Kcalorimetro, dato indispensable para los demás cálculos.
-
Al comparar los valores obtenidos de los calores de reacción con el termo-grama obtenido con los datos de las temperaturas durante el proceso, se puede corroborar por lo menos que la naturaleza de las reacciones es exotérmica, como se esperaba.
8. Sugerencias Se recomienda tener precaución con la agitación a la que se someta el sistema, ya que una agitación excesiva puede traer consigo una fuente extra de energía en el sistema, aspecto que como lo mencionamos anteriormente, genera errores significativos en el cálculo de los calores específicos (ya que estos son obtenidos en las etapas en los que se agrega la corriente). Así mismo se sugiere tener una fuente de energía eléctrica más precisa y que además se pueda controlar de forma rigurosa por el experimentador, ya que se pueden estar considerando constantes datos del voltaje y la corriente que no lo sean, y así como el anterior aspecto, puede ocasionar incrementos en exceso de energía no determinados. 9. Inventario de costos: En la siguiente tabla se muestra la tabla con el costo de los reactivos usados durante la práctica: Descripción Biftalato de potasio Hidróxido de Sodio
Costo unitario
Cantidad utilizada
1,987.71 (COP/kg) 0,5218g 1,184,350.05 4,9987g (COP/ton) 506,132.50 (COP/ton) Ácido sulfúrico 1,29g 30,367.95 (COP/L) Fenolftaleína 1 ml 2000(COP/L) Agua destilada 1L Tabla 16. Relación de costos de materiales para la práctica Fuente: (Alibaba, 2014)
Costo total (COP) 1,03 5,92 0,65 30,37 2000
En la práctica además del costo de los reactivos solo se tiene en cuenta el valor de la mano de obra, ya que se decide despreciar el costo de la depreciación de los equipos ya que solo se produce un flujo de gas a través de ellos y por esta razón
no se produce un deterioro importante. Por esta razón, se muestra a continuación el costo del trabajo realizado: Descripción Ingeniero Químico Laboratorista
Costo unitario (COP/h) 130.000 65.000
Costo total (COP) 520.000 260.000
Tabla 17 . Relación de costos de mano de obra para la práctica Fuente: Resolución 002 de 2013 del Consejo de Facultad de Ingeniería
Por lo tanto el costo total de la práctica sería de $782.037. Al analizar la procedencia de estos costos se concluye que es bastante complicado reducir los mismos, pues son insumos completamente necesarios para desarrollar la práctica, y prácticamente la totalidad de los costos provienen de la mano de obra realizada en la práctica.
Bibliografía: -
D.P, SHOEMAKER. (1968). Experimentos de Fisicoquímica . México: Uthea.
-
Smith, J.M., Van Ness, H.C. y Abbott, M.M. Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Químicaa. Séptima. México, D.F. : McGraw-Hill, 2007. págs. 462 y 685.
-
FELDER R., Rousseau R. (2003) Principios elementales de los procesos químicos. Tercera edición Limusa Wiley, Págs 441-446, 637, 657.
