INFORME PRÁCTICA DE LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA 1. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN Y DISOLUCIÓN Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO DE HCL CONCENTRADO 4. ADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y SUELOS Y CARBÓN ACTIVADO Estudiante Nelson Albeiro Forero Juan David González Claudia del Pilar Gámez Barrera
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PROCEDIMIENTO 1. DETERMINACION DE LA ENTALPIUA MOLAR, DE LA DISOLUCION Y LA ENTROPIA DE UNA MEZCLA BINARIA. Calibración del calorímetro o vaso Dewar Peso del vaso dewar: 9,201g
Medición del agua de llave Volumen del agua destilada: 100mL Volumen del agua de llave: 100mL Temperatura ambiente del agua: 24°C Temperatura del agua destilada: 80°C
Medición del agua de llave Minuto 1: 23°C Minuto 2: 23°C Minuto 3: 23°C Minuto 4: 23°C Minuto 5: 23°C
Medición del agua destilada a 80°C + agua a 24°C Minuto 1: 52°C Minuto 2: 51°C Minuto 3: 51°C Minuto 4: 51°C Minuto 5: 50°C Minuto 6: 50°C
1. Calculamos la densidad del agua caliente (T1) y del agua a gua a temperatura ambiente (T) Para el agua caliente
=
Para el agua a temperatura ambiente
=
2. Determinamos la masa de cada muestra, el agua caliente (m 1) y para el agua a temperatura ambiente (m2) Para el agua caliente
Para el agua a temperatura ambiente
3. Determinamos el calor específico del recipiente (Ce)
Despejamos a Ce y reemplazamos
4. Determinamos la capacidad calorífica del calorímetro
Calor especifico de una muestra de agua Temperatura ambiente de la muestra de agua de rio: 25°C Temperatura del agua destilada: 80°C Volumen de la muestra del agua de rio: 100mL Volumen del agua destilada: 100mL
Medición de temperatura de la muestra del agua de rio
Medición de la muestra del agua de rio + agua destilada
Minuto Minuto Minuto Minuto Minuto
Minuto Minuto Minuto Minuto Minuto
1: 2: 3: 4: 5:
24°C 25°C 25°C 25°C 25°C
1: 2: 3: 4: 5:
51°C 50°C 50°C 49°C 49°C
1. Calculamos la densidad del agua caliente (T 1) y dela muestra de agua de rio a temperatura ambiente (T) Para el agua caliente
Para la muestra de agua de rio a temperatura ambiente
2. Determinamos la masa de cada muestra, el agua caliente (m 1) y para la muestra de agua de rio a temperatura ambiente (m 2) Para el agua caliente
Para el agua a temperatura ambiente
3. Determinamos el calor específico del recipiente (Ce)
4. Despejamos a Cm y reemplazamos
Determinación de la entalpía molar de disolución del NaOH en H2O Ti NaOH: 25°C Ti suelo: 22°C Ti agua: 25°C NaOH: 2g Volumen del agua: 100mL
Medición de la temperatura del agua
Medición de la temperatura de la mezcla NaOH + H2O
Minuto Minuto Minuto Minuto Minuto
1: 2: 3: 4: 5:
25°C 25°C 25°C 25°C 25°C
Muestra de suelo Medición de la temperatura del agua Minuto Minuto Minuto Minuto Minuto
1: 2: 3: 4: 5:
25°C 25°C 25°C 25°C 25°C
Minuto Minuto Minuto Minuto Minuto
22°C 22°C 22°C 22°C 22°C
Medición de la temperatura de agua + muestra de suelo Minuto Minuto Minuto Minuto Minuto
1. Determinamos la densidad del agua destilada
2. Determine el calor cedido en la solución (Csn)
3. Calculamos la entalpia molar de la disolución
4. Calculamos la molaridad de la disolución
5. Determinamos la entropía
1: 2: 3: 4: 5:
1: 2: 3: 4: 5:
25°C 25°C 25°C 25°C 25°C
6. Determinamos el calor cedido en la disolución de la muestra del suelo evaluada
PROCEDIMIENTO 2: DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES Experimento 1 2 3
Wcaco3(gr)
VCO2(ML)
T(°C)
0,2 0,8 1,2
8 30 72
22°C 23°C 24,3°C
Cálculos: 1. Calcular los moles de 2 producidos por cada masa de CaCO3 empleados. a) Como el peso atómico del CaCo3= (40)(12)(48)=100g/mol Tenemos que CO3 = (12)(16)(2)= 40 g/mol 40g/mol * 0,2 g/mol = 8gr/mol b) Como el peso atómico del CaCo3= (40)(12)(48)=100g/mol Tenemos que CO3 = (12)(16)(2)= 40 g/mol 40g/mol * 0,8 g/mol = 32gr/mol c) Como el peso atómico del CaCo3= (40)(12)(48)=100g/mol Tenemos que CO3 = (12)(16)(2)= 40 g/mol 40g/mol * 1,2 g/mol = 48gr/mol 2. Averiguar la presión atmosférica de la zona en donde se llevó a cabo el ensayo y la presión de vapor del agua a la temperatura trabajada. Con estos datos, calcular la presión del dióxido de carbono. Rta/. La presión atmosférica de la ciudad de Ibagué 1010,2 hPa, y la presión de vapor de agua para el mismo sitio a temperatura de 26°C PCO2 =1010 hpa – 18,18hpa PCO2 =991,82 hpa Como 1hpa =100 pa Entonces Luego 1at = 99182 pa
3. Graficar el volumen de dióxido de carbono vs. el número de moles del mismo obtenidas. Realizar la respectiva línea de tendencia a la gráfica obtenida estableciendo y a partir de la ecuación linealizada, calcular la constante universal de los gases.
experimentos N moles Co2 1 4 2 8 3 16 4 32 5 48
V Co2 5 8 14 30 73
100
Serie 1
50
Serie 2
0 1
2
3
4
Columna1
5
Procedimiento 3: Cinética de la descomposición del tiosulfato de sodio, por medio de HCl concentrado SOLUCIÓN: Observaciones: las reacciones no se tornaron opacas, solo se registró unas burbujas durante el proceso. 1. Complete la siguiente tabla para cada temperatura trabajada:
T(K) 295,15 295,15
[Na2S2O3] 0.1000M 0.0500M
t(min) 0,50 0,62
V= [Na2S2O3]/t 0,16 0,68
Log [Na2S2O3] -1 -1.30
Log V -0,79 -0,16
2. Realice las gráficas de Log V vs. Log [Na2S2O3] para cada temperatura. Realizar la respectiva línea de tendencia a la gráfica obtenida estableciendo y a partir de la ecuación linealizada determine el orden de la reacción y las constantes específicas de velocidad (k1, k2), considerando que: ∙[ = ∙[ 2 2 3]+ ] Y=mX+b
Grafica de tendencia 0 -0.2 -0.4
Log V y = -0,21x - 0,58 R² = 1
Log [Na2S2O3]
-0.6 -0.8 -1 -1.2 Grafica de tendencia
Logarítmica (Grafica de tendencia)
Nota: Se realizó solo una gráfica porque solo se pudo trabajar a una temperatura de 22 ºC los cuales equivalen a 295,15 ºK. Para hallar orden de la reacción y las constantes específicas de velocidad, solo trabajaremos con K1 teniendo en cuenta que se trabajó solo con una temperatura que fue 295,15 ºK.
Ahora calculamos K.
Calculamos el periodo de tiempo o periodo de vida medio.
Nota: El cálculo de Log K1/ K2 no se puede realizar ya que se trabajó solo con una temperatura. No se puede encontrar el valor de la energía de activación.
3. A partir de los datos obtenidos a las dos temperaturas empleadas determine la energía de activación y el factor de frecuencia de la reacción a partir de la ecuación de Arrhenius y su relación de constantes a diferentes temperaturas. Con la constante específica hallada calcule la vida media de la reacción. Nota: la energía de activación y el factor de frecuencia de Arrhenius no se puede calcular teniendo en cuenta que solo tenemos un valor para la temperatura.
RE SULTADOS DEL PROCE DIMIENTO (enciso e) Temperatura ambiente 22 0 c Erlenmeyer 1 1 gr de suelo con 100 ml de ácido acético al 0.1 M, más 4 ml de NaoH al 0.1 N. Erlenmeyer 2 1 gr de suelo con 65 ml de ácido acético al 0.5 M, más 3 ml de NaoH al 0.1 N. Erlenmeyer 3 1 gr de carbón activado con 10 ml de ácido acético al 0.1 M, más 6 ml de NaoH al 0.1 N. Erlenmeyer 4 1 gr de carbón activado con 10 ml de ácido acético al 0.5 M, más 3 ml de NaoH al 0.1 N.
Resultados: en ninguno de los casos hubo viraje en las muestras Calcular los milimoles iniciales del ácido acético presente en cada erlenmeyer. Erlenmeyer 1.
Erlenmeyer 2.
Erlenmeyer 3.
Erlenmeyer 4.
Calcular los milimoles finales del ácido acético neutralizados por el NaOH en cada erlenmeyer. Primero la conversión de Normalidad a Molaridad para lo cual se toma en cuenta que:
Donde el factor de conversión hace referencia al número de OH que tengamos en el compuesto. Como en este caso el compuesto tiene un solo OH, entonces tenemos que:
Erlenmeyer 1
Erlenmeyer 2
Erlenmeyer 3
Erlenmeyer 4
3. Calcule el número de moles de ácido absorbidos por gramo de suelo (N), en cada concentración de ácido acético Concentración de 100ml
Concentracion de 65ml
4. Calcule el número de moles de ácido absorbidos por gramo carbón activado (N1), en cada concentración de ácido acético Concentracion de 10ml
Concentración de 10ml (2)
5. Calcular la concentración final del ácido acético, posterior al proceso de adsorción en cada erlenmeyer Erlenmeyer 1
Erlenmeyer 2
Erlenmeyer 3
Erlenmeyer 4
6. Genera una tabla con los datos obtenidos para cada combinación de muestra y temperatura así:
Muestra Suelo Suelo Carbon activado Carbon activado
T (°C)
[Ac. Ace. ] (M)
N(mmol/g)
Cf (M)
1/N
1/Cf
Amb. Amb. Amb.
0,1 0,5 0,1
0,6 32,2 0,4
0,016 0,012 0,024
1,66 0,031 2,5
62,5 83,33 41,66
Amb.
0,1
0,8
0,008
1,25
125
7. Realizar la gráfica 1/N vs. 1/Cf para cada muestra. La ecuacion general de la recta es : Donde:
Muestra de suelo 1 70 60 50 f 40 C / 1 30 20 10 0
y = 60.84x - 59.18 R² = 1
0
0.5
1
1.5 1/N
2
2.5
Muestra de suelo 2 90 80 70 60 f 50 C / 1 40 30 20 10 0
y = 83.299x - 83.268 R² = 1
0
0.5
1
1.5
2
2.5
2
2.5
1/N
Carbon activado 1 50 40 f C / 1
y = 39.16x - 36.66 R² = 1
30 20 10
0 0
0.5
1
1.5 1/N
Carbon activado 2 140 120 100 f C / 1
y = 123.75x - 122.5 R² = 1 60 80 40 20 0 0
0.5
1
1.5 1/N
2
2.5
5. Conclusiones Las propiedades fisicoquímicas de los compuestos se dan a parir de sus características, de que átomos estén conformados y de qué manera estos átomos presenten los enlaces, a partir de estas características y propiedades se puede determinar su calor específico, energía de activación, además de la comprobación de constantes de gases y además de la comprobación de las teorías. Los análisis fueron realizado de acuerdo con las medidas de seguridad y calidad que permitieron dar confiabilidad en la caracterización de la muestra de agua y suelo por medio de los mecanismos, y pruebas que se dieron en el laboratorio a partir de conocimientos teóricos que se utilizaron como guía y una buena fuente de información bibliográfica que respalda nuestra determinación, fue investigada, para manejar en condiciones óptimas este compuesto con las precauciones adecuadas para el peligro que pudiera representar. La entalpía de un sistema termodinámico expresa los cambios térmicos a presión constante y mide el contenido calorífico del mismo. La calorimetría es una técnica de análisis térmico que permite medir los cambios energéticos de una sustancia en presencia de un material de referencia. El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado. Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpía. Además es importante decir que el calor nunca se pierde, ni se destruye, lo que avala la primera ley de la termodinámica, explícitamente se concluye que el calor siempre será aprovechado o por el entorno o por el sistema, en consecuencia cuando se mide la entalpia a presión constante y da un valor negativo significa que cedió calor al entorno, por el contrario si es positivo absorbe calor. La velocidad de reacción se observa cuando se presenta el opacamiento en la sustancia. Mediante el desarrollo de la práctica se observa variaciones en las distintas soluciones. Se observa la velocidad de reacción de las 4 soluciones en 4 tiempos diferentes y en dos temperaturas diferentes. La cantidad de ácido acético adsorbida aumenta según aumenta la concentración de este en la disolución (Le´ Chatelier). La adsorción es un fenómeno que ocurre en la superficie, mientras mayor área superficial disponible tenga un sólido, mejor adsorbente podrá ser.
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