FISICOQUÍMICA ABIENTAL INFORME PRÁCTICAS DE LABORATORIO
PRESENTADO POR: AURORA PEÑA CASTAÑEDA CC: 46.368.760 CORREO:
[email protected] TUTOR VIRTUAL: ING. ÁNGEL DARÍO GONZÁLEZ EDINNSON DANIEL NARANJO COD: 7.408.495 CORREO:
[email protected] TUTOR VIRTUAL: ING. ÁNGEL DARÍO GONZÁLEZ ÁNGELA AIDÉ ALARCÓN ALARCÓN COD: 46.383.137 CORREO:
[email protected] TUTOR VIRTUAL: ING. ÁNGEL DARÍO GONZÁLEZ ERIKA NATALIA PEREZ BAYONA COD: 1.057.594.417 CORREO:
[email protected] TUTOR VIRTUAL: ING. ANDRES FELIPE MARTINEZ ADRIANA PAOLA CACERES CASTRO COD: 1.057.587.278 CORREO:
[email protected] TUTOR VIRTUAL: ING. ANDRES FELIPE MARTINEZ
CEAD: SOGAMOSO ING. LIGIA GIANNINA BOLIVAR MEDINA TUTORA DE LA PRÁCTICA
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA - UNAD ESCUELA DE CIENCIAS AGRICOLAS, PECUARIAS Y DEL MEDIO AMBIENTE PROGRAMA INGENIERÍA AMBIENTAL ABRIL DE 2015 1
∆) Y
PRACTICA 1 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPIA MOLAR DE DISOLUCIÓN ( ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA
∆
RESUME: En este trabajo se determinaron las propiedades termodinámicas de una solución acuosa, para esto se determinaron las entalpías molares de disolución, y los volúmenes molares aparentes, en función de la concentración y la temperatura, con el objetivo de estudiar el comportamiento de este tipo de solutos, el efecto de estos sobre la estructura del agua y para contribuir a la elucidación del tipo de interacciones que ocurren en solución.
PALABRAS CLAVES: Calorímetro, Dewar, entalpía, entropía, calórica, molar. INTRODUCCIÓN: Entalpía (H), cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión constante puede relacionarse a la entalpía, es una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia. Entropía (S), proceso de un sistema para volver a su estado inicial, solo que no es posible volver por el mismo camino. Con el laboratorio 1: la entalpia molar de disolución de una mezcla como la entropía, se permite tener conocimiento de los procesos del poder calorífico de una determinada muestra, la temperatura y los sistemas en las propiedades donde permita o no un equilibrio térmico en cuanto tenga en contacto con los otros sistemas. Según en los cuerpos la temperatura es superior y en esta práctica podremos calcular la presencia de calor, por ende se dice que entre dos cuerpos que se encuentran en estas condiciones existe un flujo de energía, a la que llamamos calor. Con el desarrollo de la práctica se desea hallar la entalpía molar de disolución y entropía de una mezcla binaria de Hidróxido de Sodio (NaOH) en agua, a partir de la determinación del calor producido en la disolución lo cual es viable con base a los datos registrados en el calorímetro con los cuales se debe realizar un balance de calor. La entalpía es una propiedad extensiva que depende de la materia, definida como la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno, mientras que la entalpía molar se refiere al calor liberado por un mol de una sustancia a presión constante.
2
1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA 1.1 MAPA CONCEPTUAL
1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL
Reacción Exotérmica
TERMODINAMICA
ENTALPIA Reacción Endotérmica
Magnitud simbolizada con la letra H
Energía absorbida o cedida
Entropía
H=U+pV Dónde: U=Energía interna p=Presión del sistema V=Volumen del
3
Proceso Reversible
TERMODINAMICA
ENTROPIA
Entalpia
Proceso Irreversible
Magnitud simbolizada con la letra S
Grado de desorden de un sistema
Sistemas abiertos y cerrados
2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCEDIMIENTOS P ROCEDIMIENTOS DESARROLLADOS
4
CALOR ESPECÍFICO DE UNA MUESTRA DE AGUA DE ORIGEN INDUSTRIAL O AGRÍCOLA O PECUARIA.
ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN DEL HIDRÓXIDO DE SODIO EN AGUA
5
2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1 LISTA DE EQUIPOS UTILIZADOS EQUIPOS UTILIZADOS Termómetro Estufa Balanza analítica
2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS REACTIVOS Hidróxido de sodio en lentejas Agua destilada Agua ambiente Agua caliente Muestra de agua de rio chiquito
FORMULA
CONCENTRACIÓN
NaOH
2 gr
H2O H2O H2O
100 mL 100 mL 100 mL
H2O
100 mL
2.3 PROTOCOLOS DE MUESTRAS BIOLÓGICAS ESTUDIADAS COMPUESTO
DESCRIPCI N
HIDROXIDO DE SODIO EN LENTEJAS
Es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejido, y detergentes. Además, se utiliza en la industria petrolera en la elaboración de lodos de perforación base agua. A nivel doméstico, son reconocidas sus utilidades para desbloquear tuberías de desagües de cocinas y baños, entre otros.
IMAGEN
2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCESOS DESARROLLADOS
6
Calibrar calorimetros. Alistar 100mL de agua y medir T °. Calentar 100mL de agua a 80 °C. Vaciar en el calorimetro y medir T ° cada minuto por 5 minutos. Agregar 100mL de agua a 80°C, al colorimetro tapar inmediatamente el vaso mezclar y medir T° cada minuto por 5 minutos. Cambio de T°. Datos
RESULTADOS Y DISCUSIÓN 2.3 TABLA DE DATOS
Calibración del calorímetro o vaso Dewar. TEMPERATURA (°C)
Sustancia T Agua (ambiente) Agua caliente Mezcla
To
26°C 80°C 46°C
26°C 44°C
46°C
Teq
53°C
44°C
= 1.173
Calorímetro
T1
Calor especifico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuario, etc. Sustancia
TEMPERATURA (°C) T
Muestra de agua
To
21°C
Agua caliente
80°C
Mezcla
45°C
Calorímetro
T1
52°C 45°C
49°C
Teq
52°C
45°C
= 1.173 7
Entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio en agua. Sustancia
TEMPERATURA (°C) T
T1
Agua (ambiente)
25
25°C
NaOH
22°C
Disolución
24°C
25°C
Teq 27°C
22°C
27°C
22°C
= 1.173
Calorímetro Suelo
To
21°C
21°C
21°C
22°C
2.4 ECUACIONES DE CALCULO
Calibración del calorímetro o vaso Dewar.
A partir de T y T1 y utilizando las siguientes ecuación
− = 30,06587,48∗10 30 − 26° 29.871321 30,06587,48∗10 = = =0.995 30 30 − = 30,06587,48∗10 30 − 80° 29.4674 30,06587,48∗10 = = =0. 9 82 30 30 Encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la maleza
= 8
=∗ =∗ 1 =0.995 ∗100 = 99.5 2 =0.982 ∗100 = 98.2 Con base en la ecuación de balance de calor
= Se tiene
( )+( )=( )
De esta expresión se despejamos
y luego reemplazamos los datos obtenidos
= ( )+(() )+ 9
553°26°+98.6 = 2816,771° =104.324 = 1.173°53°26°+99. 53°26° 27 ° Con el valor de
y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C = ∗ =1,173°∗104,324° = 122.373 °
Cálculos especifico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuaria etc.
A partir de T y T1 y utilizando las siguientes ecuación
− = 30,06587,48∗10 30 −21° 29.90872 30,06587,48∗10 = = =0.996 30 30 − = 30,06587,48∗10 30 − 80° 29.4674 = 30,06587,48∗10 = =0. 9 82 30 30 Encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la maleza
= =∗ =∗ 1 =0.996 ∗100 = 99.6
10
2 =0.982 ∗100 = 98.6 Con base en la ecuación de balance de calor
= Se tiene
( )+( )=( ) De esta expresión se despejamos
y luego reemplazamos los datos obtenidos
= ( )+(() )+ 652°21°+98.6 = 3222,563° =103.953 = 1.173°52°21°+99. 52°21° 31 ° Con el valor de
y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C = ∗ =1,173°∗103,953° = 121.937 °
Cálculos entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio de agua A partir de T y T1 y utilizando las siguientes ecuación
11
− = 30,06587,48∗10 30 −25° 29.8788 30,06587,48∗10 = = =0.995 30 30 − = 30,06587,48∗10 30 − 22° 29.90124 = 30,06587,48∗10 = =0.996 30 30 Encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la maleza
= =∗ =∗ 1 =0.995 ∗100 = 99.5 2 =0.996 ∗100 = 99.6 Con base en la ecuación de balance de calor
= Se tiene
=( )+ = 1114.92822+22822=6701.88 12
Teniendo en cuenta el valor hallado de
y el número de moles de hidróxido de sodio adicionado al
calorímetro, calcular la entalpia molar de disolución, asi:
∆ =
=39.997 =2∗ 39.1 997 =0.050 88 =134037.6 ∆ = 0.6701. 050 Calcular la molaridad
= #⁄ = 0.00.501 =0.5 Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de la mezcla, según la ecuación
∆ =2,303∗ ∆ =2,303∗0.050∗4,18 ° 2522 ∆ =2,303∗0.050∗ 4,18 ° ∗0.055 ∆ = 2,303∗0.050∗ 0.2299 = 0.02647 2.5 TABLAS DE RESULTADOS INDICADORES Material C
M
∆
∆
1114.9
0.5
134037.6
0.02647
Calorímetro
13
2.6 GRAFICAS ESTADÍSTICAS INTERVALOS a c í f i r o l a C d a d i c a p a C = C
114,9 120 100 NaOH
80 60 40 20 0
NaOH
NaOH
0,5 d a d i r a l o M = M
0,4 0,3 0,2 0,1 0
14
NaOH
150000 n s H ∆
100000
50000
0 NaOH
NaOH
m S ∆
0,03 0,02 0,01 0 NaOH
2.7 DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE LOS RESULTADOS Aunque como sabemos a temperatura y presión constante, el volumen y el número de Moles es directamente proporcional; sin embargo, la reacción tres de la primera practica aunque se manejó el hidróxido de sodio, la temperatura inicial no vario lo suficiente para llevar acabo su equilibrio de constante. En los experimentos dos y tres se presentó una disminución de volumen con la constante de equilibrio, sin embargo no fue proporcional, mientras en el primero el punto máximo de temperatura son 80ºC el cual se dejó someter el agua, aumento los resultados de concentración, variando la temperatura a equilibrio máximos de concentración. 15
Teniendo en cuenta que esta práctica sometía el procedimiento y cálculos del calorímetro podemos apreciar una disolución de agua en cuanto a su concentración y constante de equilibrio natural.
16
4. CONCLUSIONES
En La ecuación calorimétrica se utiliza para determinar cantidades de calor si se conoce la masa del cuerpo.
Es posible determinar el contenido total de energía calorífica de un cuerpo, puede medirse la cantidad que se toma.
La cantidad de energía de mayor temperatura a menor temperatura es precisamente lo que se entiende en física por calor.
La entalpia es una medida de la energía intercambiada entre una sustancia y su entorno.
Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpia, por ello es importante señalar que el calor nunca se pierde, ni se destruye, lo que confirma la primera ley de la termodinámica, por lo anterior se concluye que el calor siempre será aprovechado o por el entorno o por el sistema, en consecuencia cuando se mide la entalpía a presión constante y da un valor negativo significa que cedió calor al entorno, por el contrario si es positivo absorbe calor.
Demostramos que cuando se pone en contacto dos cuerpos a
distinta
temperatura,
se
producirá una “pérdida de calor” del cuerpo a mayor temperatura (o más caliente) y una “ganancia de calor” del cuerpo a menor temperatura (o más frío); esto es lo que dice el
principio de conservación de la energía. Si los dos cuerpos tienen la misma temperatura, no habrá pérdida ni ganancia de calor.
17
5. BIBLIOGRAFÍA Parker, V.B., Thermal Properties of Aqueous Univalent Electrolytes, Natl. Bureau Standards Ref. Data Series 2, U.S. Government Printing Office, Washington D.C. (1965).[ Links ] Cesar, J. y J. Skerjanc, Water-soluble fullerenes. 2. Sodium Fullerene hexamalonate Th- C66 (COONa) 12, a highly asymmetric electrolyte, J. Phys. Chem. B: 104,727-730 (2000). [Links] Jairo Enrique Granados Moreno, Universidad Nacional Abierta y a Distancia (UNAD), Ingeniería ambiental 358115, director Nacional 2011. Granados J., (1999), Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, (UNAD), facultad de ciencias agrarias, segunda edición. Bogotá D C. http://www.quimitube.com/videos/termodinamica-teoria-10-definicion-de-entalpia-deformacion-y-ejemplos
18
PRUEBAS DE AUTOEVALUACIÓN DE LA PRÁCTICA 1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas. Tipos de calorímetros:
Estáticos y no estáticos Calorímetro Isoperiobolico Calorímetro Doublé Dry Calorímetro adiabático Calorímetro de barrido diferencial
TIPO DE CALORÍMETRO Calorímetro Adiabático
Calorímetro Isoperiobolico
CARACTERÍSTICAS FISICOQUÍMICAS
IMAGEN
El calorímetro adiabático es un instrumento utilizado para la medida de calores específicos de la particularidad de reducir a un valor despreciable el calor que pueda salir de su interior o penetrar en él. El proceso tiene lugar demasiado rápido como para que el calor perdido sea reemplazado desde el entorno, por lo que la temperatura desciende. El efecto inverso, un aumento de temperatura, se observa cuando un gas se comprime rápidamente. Es aquel en el que se mantiene la chaqueta circundante a una temperatura constante mientras que la temperatura de la bomba y la cubeta se elevan a medida que el calor se libera por la combustión. En estas implementaciones, una chaqueta de agua, mantenida a una temperatura fija, rodea completamente la bomba de combustión y su “cubeta”
Calorímetro Doublé Dry
Calorímetro de Barrido Diferencial
Muchos calorímetros utilizan el principio de carga dual, en el cual una absorbe mientras que la segunda actúa como temperatura de referencia. El sensor de temperatura registra la diferencia entre las temperaturas de las dos cargas. En teoría los efectos de las fluctuaciones de la temperatura externa se cancelan debido a la simetría, sin em bargo si los alrededores no tienen una temperatura uniforme el gradiente de temperatura puede causar error. Es una técnica experimental dinámica que nos permite determinar la cantidad de calor que absorbe o libera una sustancia, cuando es mantenida a temperatura constante, durante un tiempo determinado, o cuando es calentada o enfriada a velocidad constante, en un determinado intervalo de temperaturas. La calorimetría diferencial de barrido se ha revelado como una técnica importante en el campo de la Ciencia de Materiales debido a su elevado grado de sensibilidad y a su rápida velocidad de análisis
2. ¿Qué significa calor diferencial de una solución? El calor diferencial de solución es el calor de solución de un mol de soluto en una cantidad de volumen de solución tan grande, que la adición de un mol más de soluto no cambia la concentración apreciablemente. El calor diferencial de solución depende de la concentración de la solución. 19
3. ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución? En psicrometría para ser aplicado en arquitectura de los espacios internos buscando el confort térmico (aire seco y vapor de agua). En la industria química por ejemplo está el cianuro de hidrógeno que se usa en tintes, explosivos, producción de plásticos, etc. Procesos de combustión interna de un motor que se da por la mezcla de aire y combustible
4. ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+aq y proceso de disolución?
Cl-aq
en el
Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y un ion negativo es un anión. La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) se convierte (→) en el catión Na+: Los iones presentes en la disolución, son portadores de carga y energía eléctricas; por tanto en los procesos químicos en los cuales las sustancias reaccionantes ceden o ca ptan electrones implican la formación de iones o su neutralización.
5. Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH sólido en 250 mL, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.
= 0.204 ∗° =0.245 = = 1,2 ∗0.204 ∗° =∆=1,2∗0.245 ∗1,24° = 0.303 0.343 =19.50 ∆= = 1,2∗ 1 58
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PRÁCTICA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES RESUMEN: La constante universal de los gases relaciona varias funciones de estado, dentro de las cuales se encuentran la energía, la temperatura y la cantidad de moles de un gas. Este valor constante es utilizado en la ecuación de estado de los gases ideales, que combina las leyes de Avogadro, de Gay Lussac y la ley de Charles, la primera indica que en condiciones de presión y temperatura constantes, el volumen de un gas está relacionado directamente con el número de moles de dicho gas, la segunda dice que si se mantiene constante el volumen y el número de moles de un gas, un aumento de temperatura causará un aumento en la presión. De la misma manera, un descenso de temperatura es responsable de un descenso en la presión de dicho gas y la última predice que en si se mantiene constante la presión de un gas, un aumento en la temperatura causará un aumento en el volumen del gas.
PALABRAS CLAVES: Constante universal de los gases, gases, temperatura, volumen molar, ley de Boyle, Ley De Gay-Lussac.
INTRODUCCIÓN: La ley general de los gases relaciona la presión P, el volumen V, la temperatura T, el número de moles n , y la constante universal de los gases R, como PV = nRT. En general los gases en la naturaleza siguen aproximadamente esta ley a bajas densidades, y por lo tanto cuando están sometidos a bajas presiones como la atmosférica. La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades, dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen. Durante el desarrollo de esta práctica se pretendía recolectar gas carbónico partir de una reacción generada entre el ácido clorhídrico y el carbonato de calcio, de igual forma poder establecer la relación que existe entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido en unas P y T constantes y por ultimo poder determinar por un método gráfico y estadístico la constante R de los gases, a partir de la pendiente de la recta de V contra n. Todo esto se logró a partir de las propiedades que tiene los gases esto debido a que se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene, para este caso la probeta, se dejan comprimir fácilmente, se difunden fácilmente. Gracias a esto es que podemos descubrir que el estado gaseoso es un estado disperso de la materia, porque permite que las moléculas del gas que están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas, por lo que tenemos que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n).
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1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA 1.1 MAPA CONCEPTUAL
1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL Atmosfera HCl+CaCO3 se obtiene CO2 en el montaje
Ecuación de estado PV=nRT
Mezcla de gases
CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES IDEALES R
Combinación de: Ley de Boyle Ley de Charles y Gay Lussac Ley de Avogadro
Gas ideal
Gas real
0.082L*atm/mol°K 1.98Cal/mol°K
22
2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCEDIMIENTOS DESARROLLADOS
23
2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1 LISTA DE EQUIPOS UTILIZADOS EQUIPOS UTILIZADOS Termómetro Balanza analítica
2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS REACTIVOS Bicarbonato de Sodio
FORMULA NaHCO3
CONCENTRACI N
HCl H2O
2N
Ácido Clorhídrico Agua destilada
0,8 gr
2.3 TÉCNICAS ANALÍTICAS UTILIZADOS VARIABLE (INDICADOR EVALUADA)
TÉCNICA ANALÍTICA UTILIZADA
V(mL) de Co2 Producido
Volumetría (gas producido en la reacción)
2.3.1 PROTOCOLOS DE MUESTRAS BIOLÓGICAS ESTUDIADAS COMPUESTO
DESCRIPCIÓN
BICARBONATO DE SODIO
El bicarbonato de sodio es un compuesto sólido cristalino de color blanco soluble en agua, con un ligero sabor alcalino parecido al del carbonato de sodio de fórmula NaHCO3. Se puede encontrar como mineral en la naturaleza o se puede producir artificialmente.
ACIDO CLORHIDRICO
Disolución acuosa del gas cloruro de Hidrogeno (HCl), Es muy corrosivo y acido. Se emplea comúnmente como Reactivo químico y se trata de un ácido muy fuerte que se disocia completamente.
IMAGEN
24
2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCESOS DESARROLLADOS
Alistar el montaje
Llenar completamente la probeta con agua destilada e invertirla sobre el beaker que también contiene agua hasta más o menos ¾ partes de su volumen (se puede utilizar también una cubeta de plástico). Es importante que no queden burbujas en el agua de la probeta y que ésta permanezca llena hasta el fondo de la misma.
Pesar cuidadosamente, sí es posible en balanza analítica , más ó menos : 0,1g ; 0,2g ; 0,4g ;0,8g y 1,2 g de CaCO3
Desocupar el balón , lavarlo, secarlo y adicionarle otros 200mL de HCl 2N
Agregar al balón nuevamente 0,2 g de CaCO3 (w2), realizar el mismo montaje que se explicó anteriormente y medir volumen (V2) de CO2 y la temperatura (T2) de éste en la probeta.
Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente el termómetro y medir la temperatura (T1) del gas, registrar en la tabla de datos.
Repetir el procedimiento con las demás cantidades de CaCO3 y medir laos respectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valores en la tabla de datos.
Adicionar 200mL de HCl 2N en el balón de fondo plano, luego agregar 0,1g de CaCO3 (w1), tapar, conectar inmediatamente la manguera y recolectar el CO2 mediante el desplazamiento del agua en la probeta. Cuando la reacción cese, entonces medir el volumen (V1) de gas producido.
25
3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN 3.1 TABLA DE DATOS Experimento
W CaCO3 (g)
V CO2 ml
1
0.1
0
T(°C) 22
2
0.2
0
22
3
0.4
5
22
4
0.8
12
22
5
1.2
33
22
3.2 ECUACIONES DE CALCULO
777.76 ℎ∗ 1013.1 25ℎ =0.7676 =∗ = 1 = 0 0∗ 1000 1 = 0.005 5∗ 1000 1 =0.012 12∗ 1000 1 =0.033 33∗ 1000 0.7676 ∗0 0 = 0 = = 0,082 = ∗295,15 24,2023 7676 ∗0,005 = 0,003838 = 0.0001585 = = 0,082 0. ∗295,15 24,2023 26
7676 ∗0,012 = 0,009211 =0.00038058 = = 0,082 0. ∗295,15 24,2023 7676 ∗0,033 = 0,0253 = 0.001045 = = 0,082 0. ∗295,15 24,2023 3.3 TABLA DE RESULTADOS
Experimento
1
0
0
295.15
0.7676
2
0
0
295.15
0.7676
3
0.0001585
5
295.15
0.7676
4
0.00038058
12
295.15
0.7676
5
0.001045
33
295.15
0.7676
3.4 GRAFICAS ESTADÍSTICAS 35 30 25 l m20 2 O C V15
10 5 0 0
0,0002
0,0004
0,0006
0,0008
0,001
0,0012
n= moles CO2
27
3.5 DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE LOS RESULTADOS Aunque como sabemos a temperatura y presión constante, el volumen y el número de moles es directamente proporcional; sin embargo, en la reacción quinta (5) con 1,2 gramos el volumen de gas fue mayor que en el ensayo cuatro, lo que comprueba que el planteamiento de esta hipótesis del montaje se cumple en su totalidad. En los dos primeros experimentos se presentó un volumen nulo, presentando reacción en los últimos tres aumentando la concentración, sin embargo fue proporcional a la concentración. El error de cálculo de la constante universal de los gases se da por dos situaciones: la primera porque el gas carbónico no es un gas ideal y para esta práctica se tuvo en cuenta las ecuaciones de gases ideales; la segunda, los posibles errores por el montaje. La reacción entre el carbonato de calcio y el ácido clorhídrico es una reacción exotérmica, sin embargo la toma de la temperatura fue dispendiosa por el volumen de agua de la probeta, además hay que tener en cuenta que el gas antes de llegar a la probeta es lavado por el agua de la cuba. Así que en ensayo permaneció constante con respecto a la temperatura que tenía el agua.
28
4. CONCLUSIONES
Al calcular la presión atmosférica nos arrojó constante, presión de vapor del agua a la temperatura va amentando trabajada y encontrar la presión del gas carbónico va descendiendo.
Cuando se realizó el experimento con al adicionar CaCO3 su volumen y su temperatura aumente y disminuyen.
El experimento se realizó 5 veces el cual obtuve que a medida que se agregaba CaCO3 su volumen aumentaba.
Identificar y determinar la constate universal de los gases ideales y su aplicación de acuerdo a los registros de los datos
Se puede observar que a mayor presión, también aumenta pero conserva la temperatura ya que es una constante.
Al agregar el ácido clorhídrico (acuoso) al carbonato de calcio (sólido) se produce una mezcla blanca, lo que indica exceso de carbonato de calcio. También se producen burbujas, indicando la formación de gas (dióxido de carbono) que se libera a la atmósfera. La solución aumenta un poco de temperatura, lo que indica una reacción exotérmica.
Los gases ideales, no se encuentran de manera fácil en la naturaleza, por lo general el aire es el que tiene características de gas ideal.
Para garantizar la precisión y exactitud de los datos, es importante contar con las
herramientas y prácticas eficientes en el ejercicio del laboratorio, de lo contrario se presentan errores muy altos.
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5. BIBLIOGRAFÍA Colombia, Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD. (2012). Modulo del curso Fisicoquímica. Bogotá: Autores. Tomado de: Educar – gases ideales. [En línea]. [Fecha de acceso 21 de Abril de 2015]. URL disponible http://www.amschool.edu.sv/paes/science/moles.htm . Levine Ira N. (1996) Fisicoquímica, Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España. Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio. Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C Castellán W. Fisicoquímica, (1987), Pearson Educación, México D.F, Segunda edición. Granados J., (1999), Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, UNAD, facultad de ciencias agrarias, segunda edición. Bogotá D C http://www.matematicasfisicaquimica.com/constantes-de-fisica-y-quimica/455-constanteuniversal-de-los-gases-ideales.html. http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-universal-de-los-gases-ideales
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PRUEBAS DE AUTOEVALUACIÓN 1. ¿Cuáles son los principales factores de error en este experimento?
Mal montaje donde se realiza la prueba. Mal acople de la manguera que permite que haya fugas Aunque no podría considerarse como error propiamente dicho, los factores como presión y temperatura del ambiente varían de acuerdo al lugar donde se realice la práctica, podría haber variaciones en el valor de R.
2. Calcular el rendimiento o eficiencia de la reacción química en cada experimento, promediar los valores y analizar el resultado.
= 63 %
∗100% % = ∗100% % = 0.1.0308568 40176
Rendimiento por gramos de la reacción química
+ → + + 36.5 gr
83 gr
44gr
18gr
93.9 gr = 309.8 gr
Donde el experimental es de 32.45 % Entonces aplicando dicha fórmula nos arroja el siguiente dato:
% = .. ∗100%=0.10% 3. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real o no ideal? La relación entre volumen y numero de moles para un gas real o no ideal es que el volumen de una masa definida de gas es inversamente proporcional a la presión) (PV=constante) y de Gay-Lussac (a presión constante, el volumen de una masa determinada de cualquier gas aumenta en la misma cantidad relativa por cada grado de aumento de temperatura) (V/T=constante). En un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen del gas es proporcional al número de moles presente (Ley de Avogadro). La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y que chocan con choques perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.
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El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor
4. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gases reales o no ideales?
Ecuación de Van de Waals: Propone tener en cuenta el volumen ocupado por las moléculas del gas y las fuerzas de atracción entre ellas
Ecuación de Redlich-Kwong: Es adecuada para calcular las propiedades de las fase gaseosa cuando el cociente entre la presión y la presión crítica es menor que la mitad del cociente entre la temperatura y la temperatura crítica. Ecuación de Berthelot: Es la ecuación de Van de Waals modificada para tomar en cuenta la dependencia de la fuerza de atracción con la temperatura. Esta ecuación permite una mayor exactitud a bajas presiones y temperaturas. Ecuación de Dieterici: Esta ecuación al introduci8r el exponencial “e” mejora la exactitud en las cercanías
del punto crítico.
Ecuación de Clausius: Es una ecuación muy simple de tres parámetros usada para modelar gases.
Ecuación de Peng-Robinson: Tiene la propiedad de ser útil para modelar algunos líquidos además de gases reales
Ecuación de Wohl: Esta ecuación en términos de valor5es críticos, haciéndola útil cuando no están disponibles las constantes de gases reales.
Ecuación Viral: La ecuación de estado de un g as ideal a presiones no demasiado elevadas s e puede expresar mediante un desarrollo en serie de potencias.
= Donde las constantes a y b están relacionadas con los datos del punto crítico por:
=
=
= +√
Donde las constantes vienen dadas por:
27 =0.4275 64 =0.0867 8
+ = = 21 − = + + Donde = 2764 = 4 = 3 8 V es el volumen crítico = ++ = + =Donde 6 = 4 =4 + +⋯ =1+ + 32
PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO RESUMEN: La presenta practica se realiza con el fin de que el estudiante de ingeniería ambiental observe analice y estudie lo que sucede en las diferentes reacciones que sucede al descomponerse el tiosulfato de sodio en medio acido teniendo en cuenta que este es neutro con pH básico y neutro.
PALABRAS CLAVES: Disolución, Tiosulfato de sodio, cinética, reacción, ácido Clorhídrico, concentración
INTRODUCCIÓN: Cada molécula, por naturaleza tiene una identidad definida, si esta identidad cambia, decimos que existe una reacción química. Algunos de estos procesos de cambio se dan más velozmente que otros, La velocidad a la que ocurre un cambio químico o cinética química, da cuenta de la rapidez
con la que ocurren los proceso químicos y energéticos que sufren las
moléculas. El tiosulfato de sodio hace reacción con el HCl teniendo en cuenta esta ecuación. Cuando el ácido clorhídrico reacciona con el Tiosulfato pone en libertad el ácido tiosulfúrico (H 2S2O3), este se descompone en dióxido de azufre, agua y azufre este se precipita en la solución y produce opacamiento de la solución. De esta manera a través de la reducción de azufre se sigue la cinética de esta reacción. Con el desarrollo de la práctica se pudo analizar la cinética de una reacción química entre dos sustancias para este caso son el Tiosulfato de Sodio y Ácido Clorhídrico, a la cual se le calcula propiedades fisicoquímicas como: orden de reacción, constante de velocidad, período de vida media, energía de activación y el factor de frecuencia.
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1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA 1.1 MAPA CONCEPTUAL
1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL
Fisicoquímica Tiosulfato de sodio reacciona con el HCl de acuerdo a la siguiente reacción
CINETICA QUIMICA
Reacciones iónica
Factores que la modifican
Velocidad de la reacción
Temperatura
Superficie de contacto
Catalizadores
Concentración
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2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCEDIMIENTOS DESARROLLADOS
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2. MATERIALES Y METODOS 2.1 LISTA DE EQUIPOS UTILIZADOS EQUIPOS UTILIZADOS 4 cronómetros Termómetros Balanza analítica
2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS REACTIVOS Tiosulfato de sodio Ácido Clorhídrico Agua destilada
FORMULA Na2S2O3 HCl H2O
CONCENTRACIÓN 0,1M 1N
2.2.1 PROTOCOLO DE MUESTRAS BIOLOGICAS UTILIZADAS COMPUESTO
DESCRIPCI N
TIOSULFATO DE SODIO
Se presenta con forma tetraédrica, en la que se produce la sustitución de un átomo de oxígeno por otro de azufre. La distancia entre los átomos de azufre (S-S) indica que entre ellos existe un enlace simple, lo que implica una carga negativa en las interacciones con el oxígeno (S-O) ya que estas presentan un enlace doble.
ACIDO CLORHIDRICO
Disolución acuosa del gas cloruro de Hidrogeno (HCl), Es muy corrosivo y acido. Se emplea comúnmente como Reactivo químico y se trata de un ácido muy fuerte que se disocia completamente.
IMAGEN
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2.2.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCESOS DESARROLLADOS
Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N y ácido clorhídrico 1N.
Lavar 4 erlenmeyers pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y colocarlos luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Registrar este valor con el termómetro.
A partir de la solución de tiosulfato sódico, preparar soluciones 0,05 M;0,025 M y 0,0125M
Repetir el procedimiento anterior, pero colocando los beakers en un baño de hielo. Registrar la temperatura (T2) y el tiempo en minutos que tardan las soluciones en opacarse totalmente.
Alistar el cronómetro en ceros y rápidamente agregar al beaker 1, 10 mililitros de HCl 1N. Medir el tiempo (en minutos o segundos), que tarda la solución en opacarse totalmente.
Mezclar suavemente las soluciones anteriores.
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3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN 3.1 TABLA DE DATOS Tiempo (min)
[] (M)
T1 (°C)
T2 (°C)
1
0.1000
22
18
2
0.0500
21
16
3
0.0250
20
15
4
0.0125
20
15
BEAKER
3.2 ECUACIONES DE CALCULO Cálculos temperatura 1
= [] []
(K)
[]
295.15
0.1000M
0.166
0.6024
-1
-0.22
294.15
0.0500M
0.333
0.150
-1.301
-0.82
293.15
0.0250M
4
0.00625
-1.602
-2.18
293.15
0.0125M
9.75
0.001282
-1.903
-2.829
10∗ 601 =0.166 20∗ 1 60 = 0.333 45∗ 1 60 =0.75+9=9.75 000 =0.6024 = [] = 0,0,1166 500 =0.150 = [] = 0,0,3033
38
= [] = 0,40250 =0.00625 = [] = 0,9,07125 5 =0.001282 log[] =log0,1000=1 log[] =log0,0500=1.301 log[] =log0,0250=1.602 log[] =log0,0125=1.903 = log0,6024 = 0.22 =log0,150=0.82 = log0,00625 = 2.18 =log0,001282=2.829 Cálculos temperatura 2
= [] []
(K)
[]
291.15
0.1000M
1
0.1
-1
-1
289.15
0.0500M
2.5
0.02
-1.301
-1.698
288.15
0.0250M
7.01
0,00356
-1.602
-2.448
288.15
0.0125M
8
0.001562
-1.903
-2.806
1 =0.5+2=2.5 30∗ 60 1 =0.01+7=7.01 0.6∗ 60 = [] = 0,11000 =0.1 = [] = 0,2,05500 =0.02
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= [] = 0,7,00250 1 =0.00356 = [] = 0,80125 =0.001562 log[] =log0,1000=1 log[] =log0,0500=1.301 log[] =log0,0250=1.602 log[] =log0,0125=1.903 = log0,1 = 1 =log0,02=1.698 = log0,00356 = 2.448 =log0,001562=2.806
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3.3 GRAFICAS ESTADÍSTICAS Temperatura 1 Log V contra
[ ]
41
Temperatura 1
[ ] Contra t (min)
42
Temperatura 1
[ ] Contra t (min)
43
Temperatura 2
[] contra
44
Temperatura 2
[] contra t (min)
45
Temperatura 2
[] contra t (min)
46
3.4 Discusión e interpretación de los resultados. Se analiza que en la temperatura ambiente (T1) la velocidad de reacción es mucho más rápida que en la del agua a temperatura fría ya que a esta temperatura se observa que la velocidad de reacción fue más lenta y que al momento del experimento cuando necesitábamos que se opacara la solución se tardó más en opacarse en las cuatro soluciones que se encontraban a temperatura fría 14°C.
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4. CONCLUSIONES
La temperatura permaneció constante 20 °C.
Que mayor temperatura la velocidad con que ocurre la reacción es muy rápida.
Cuando la temperatura incrementa la energía moléculas es mayor y por esto la velocidad de la reacción aumenta.
Puede determinarse la velocidad de reacción estableciendo el tiempo requerido para que la solución alcance cierto grado de turbidez.
Mediante el desarrollo de la práctica se observa variaciones en las diferentes soluciones.
Se observa la velocidad de reacción de las 4 soluciones en 4 tiempos diferentes y en dos temperaturas diferentes
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5. BIBLIOGRAFÍA Granados, J., (2011), Módulo Fisicoquímica Ambiental, Unidad 3; ECAPMA; UNAD Granados, J., (2010), Protocolo prácticas de laboratorio FA, Pág. 21 - 26; ECAPMA; UNAD. Granados., J; García, J., (2000), Fisicoquímica Aplicada; Cap. 11, Ed Átropos, Bogotá, Colombia. BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ: EDUCATIVA, 1993, pág. 682. BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. México D.F: Prentice Hall, 1987. pág. 895. CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. México, D. F: Mc Graw-Hill Interamericana, S.A, 2002. pág. 732. CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires: Panamericana, 2001. pág. 1500. GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá: Arfo Editores Ltda., 1996. pág. 436. http://www.insht.es/InshtWeb/Contenidos/Documentacion/FichasTecnicas/FISQ/Ficheros/1101 a1200/1138.pdf
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