Laboratorio integral II

Instituto Tecnológico de Mexicali Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica Laboratorio Integral II

Manual de Prácticas de Laboratorio

Elaborado por: Dra. Michelle Arredondo Espinoza

Nombre del alumno:_______________________________________________________________________________

No. Control:__________________________________________________________________________________________

Semestre:____________________________________________________________________________________________

Agosto – Diciembre 2016 Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Instituto Tecnológico de Mexicali Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica Laboratorio Integral II

Observaciones:_______________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________________

Calificación:___________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________________

VoBo:__________________________________________________________________________________________________

Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Índice Prólogo ..............................................................................................................................................5 Introducción.......................................................................................................................................5 Reglamento del laboratorio.................................................................................................................6 Disposición de los desechos ................................................................................................................7 Encuadre.......................................................................................................................................... 11 Práctica 1 ......................................................................................................................................... 11 Práctica 2 ......................................................................................................................................... 23 Práctica 3 ......................................................................................................................................... 30 Sección 1.......................................................................................................................................... 42 Práctica 4 ......................................................................................................................................... 42 Práctica 5 ......................................................................................................................................... 48 Práctica 6 ......................................................................................................................................... 54 Práctica 7 ......................................................................................................................................... 61 Práctica 8 ......................................................................................................................................... 70 Práctica 9 ......................................................................................................................................... 76 Práctica 10 ....................................................................................................................................... 80 Sección 2.......................................................................................................................................... 90 Práctica 11 ....................................................................................................................................... 91 Práctica 12 ....................................................................................................................................... 95 Práctica 13 ..................................................................................................................................... 101 Práctica 14 ..................................................................................................................................... 105 Práctica 15 ..................................................................................................................................... 111 Práctica 16 ..................................................................................................................................... 116 Práctica 17 ..................................................................................................................................... 125 Práctica 18 ..................................................................................................................................... 131 Práctica 19 ..................................................................................................................................... 136 Sección 3........................................................................................................................................ 142 Proyecto final ................................................................................................................................. 143 Anexos........................................................................................................................................... 153 Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Prólogo En el Instituto tecnológico de Mexicali se oferta la licenciatura de Ingeniería Química para satisfacer la necesidad de formar profesionistas de alto rendimiento técnico y científico cumpliendo con los lineamientos del sistema nacional de institutos tecnológicos. La asignatura de laboratorio integral II forma parte de la retícula con la finalidad de que los estudiantes apliquen los principios y leyes del equilibrio físico químico, conocimientos de electroquí y de reactores químicos, diseño y analizar experimentos; manejo de paquetes gráficos y estadísticos, determinación de propiedades termodinámicas y la realización balances de materia y energía. El contenido de este laboratorio se agrupa en tres unidades; la primera como equilibrio físico que corresponde al curso de Físico Química I, la segunda unidad denominada equilibrio químico, cinética y catálisis de la materia de Físico química II y la tercera unidad como reactores correspondiente a la materia de Reactores Químicos Este manual de prácticas contiene técnicas cotidianas de la ingeniería química, incluye ilustraciones, hojas de observaciones y cálculos para llevar registro de los acontecimientos que facilitaran la comprensión de los alumnos.

Introducción


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En el curso se busca encauzar actividades prácticas para el desarrollo de habilidades para la experimentación, tales como: Planeación, identificación, manejo y control de variables y datos relevantes; planteamiento de hipótesis; trabajo en equipo; asimismo, propicien procesos intelectuales como inducción-deducción y análisis-síntesis con la intención de generar una actividad intelectual compleja. La materia al ser integradora debe incluir en la planeación: seguridad y prevención de accidentes, análisis de datos experimentales, administración de recursos, minimización y manejo de residuos así como trabajo colaborativo presentación de resultados, comunicación efectiva y lectura en otros idiomas. En las actividades de aprendizaje sugeridas, se propone la formalización de los conceptos a partir de experiencias concretas; se busca que el alumno tenga el primer contacto con el concepto en forma concreta ya sea a través de la observación, la reflexión y la discusión que se dé la formalización; la aplicación de los resultados obtenidos experimentalmente. Es importante que el alumno con base a las capacidades adquiridas en otros cursos las aplique y de ésta manera se cumpla con la integración de los conocimientos adquiridos lo que le permitirá vislumbrar que sus conocimientos son útiles en el desempeño profesional, independientemente de la utilidad que representa en la investigación y en otras materias posteriores. . El contenido de este laboratorio se agrupa en tres unidades; la primera como equilibrio físico que corresponde al curso de Físico Química I, equilibrio químico, cinética y catálisis de la materia de Físico química II y la tercera unidad como reactores correspondiente a la materia de Reactores Químicos. La distribución de este contenido temático permitirá al estudiante integrar y desarrollar competencias acordes con la realidad de la empresa, donde no operará un equipo en particular sino un conjunto de equipos que lo llevan a obtener un producto.

Reglamento del laboratorio


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1. Ninguna práctica podrá desarrollarse sin la autorización y/o presencia del maestro. 2. Para trabajar en el laboratorio es requisito indispensable utilizar bata blanca de laboratorio y lentes de seguridad. 3. No introducir alimentos ni bebidas a los laboratorios. 4. El alumno deberá familiarizarse con el equipo de seguridad y de primeros auxilios. 5. Siempre que se encuentre alguna conexión o contacto eléctrico dañado, deberá informar al maestro y/o personal del laboratorio. 6. En caso de cualquier accidente, por pequeño que sea, notifique inmediatamente al maestro. 7. No se permite visitas en el laboratorio al estarse efectuando la práctica. 8. Los alumnos permanecerán en los laboratorios solo cuando estén realizando prácticas y con la presencia del maestro. 9. No fumar dentro del laboratorio. 10. No tirar papeles ni colocar mochilas, libros y portafolios sobre las mesas de trabajo. 11. El alumno debe ser responsable del uso adecuado del equipo. Material de vidrio y reactivos que se utilicen en el desarrollo de la práctica. 12. Todo material de vidrio empleado, debe ser entregado limpio y en buen estado inmediatamente después de finalizar la práctica, y dejar limpia el área de trabajo. 13. Para casos de reposición de material dañado, se tendrá como límite máximo 15 días posterior a la fecha en que se empleó de no ser así las practicas quedaran suspendidas para dicho equipo o mesa de trabajo. 14. Al finalizar la práctica los bancos deben dejarse sobre las mesas de trabajo y las llaves de agua y gas perfectamente cerradas.

Disposición de los desechos El manejo apropiado de subproductos de reacciones, de desechos químicos y de materiales contaminados (guantes, cristalería quebrada, batas contaminadas), es uno de los elementos más importantes en la prevención de accidentes. Cada estudiante es responsable de asegurarse que estos Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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desechos sean manipulados de una forma que minimice los peligros personales y reconozca el potencial para contaminar el medio ambiente. Usualmente como parte del procedimiento se indica las formas de cómo neutralizar o desactivar los productos secundarios o desechos químicos que se van a disponer. También su instructor le indicará las instrucciones a seguir para utilizar los contenedores que usualmente son específicos para los diferentes desechos. Siempre debe manejar los desechos siguiendo las indicaciones del instructor. Guía general para el manejo de desechos ● Si se va a desechar algo, debe colocar cada tipo de desecho en su respectivo contenedor. ● Nunca debe desechar nada en la pila a no ser que el instructor lo autorice y esté permitido por las autoridades locales reguladoras. Por ejemplo: agua y disoluciones acuosas diluidas de cloruro de sodio, azúcar, jabón, podrán ser desechadas por la pila. ● Debe colocar el papel contaminado aparte del papel sin contaminar. El papel toalla utilizado para limpiar un derrame no debe ser desechado como papel normal, sino que debe ser tratado como desecho químico. ● La cristalería quebrada se deposita solamente en un contenedor específico. Los termómetros rotos que contengan mercurio deben ser desechados aparte. Texto extraído de: https://www.acs.org/content/dam/acsorg/about/governan ce/committees/chemicalsafety/publications/seguridad-enlos-laboratorios-quu00edmicos-acadu00e9mico.pdf La disposición de residuos se hará conforme a lo estipulado en el sistema de gestión ambiental del Sistema Nacional de Educación Superior Tecnológica en el procedimiento para el Manejo y Control de Residuos Peligrosos, código: SNEST-GAPR-06; el registro y control de residuos peligrosos, código: SNEST-GA-PR-06-01 y registro de entrada y salida de Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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residuos peligrosos en almacén temporal, código: SNEST-GAPR-06-02. Cumpliendo con los siguientes lineamientos oficiales:    



 

NOM-052-SEMARNAT-2005 NOM-087-SEMARNAT-SSA1-2002 NOM-054-SEMARNAT–1993 Ley General Del Equilibrio Ecológico y la Protección al Ambiente (LGEEPA) Última reforma publicada DOF 28 de enero del 2011. Reglamento de la Ley General para la Prevención y Gestión Integral de los Residuos. 30-11-2006. (Artículo 82-84). Ley General para la Prevención y Gestión Integral de los Residuos. Última reforma publicada DOF 19-06-2007. Leyes, reglamentos e instructivos en materia de residuos peligrosos estatales y municipales de cada entidad federativa vigentes.


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Encuadre

Práctica 1 Preparación de soluciones Objetivo:


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Realizar los cálculos de la concentración de diversas disoluciones, llevar a cabo su preparación y distinguir las diferencias entra las distintas formas de expresar su concentración. Fundamento teórico: En la naturaleza encontramos dos clases de sustancias puras, los elementos y los compuestos, las demás son mezclas. Una mezcla o dispersión consiste en dos o más substancias puras, separables por medios físicos, cuyas propiedades dependen de su composición y de las propiedades de las substancias que la componen. Las mezclas son de dos tipos: heterogéneas y homogéneas. Una mezcla heterogénea no es completamente uniforme y sus componentes son distinguibles ,en ocasiones, a simple vista (por ejemplo, una mezcla de azúcar y arena). Una mezcla homogénea por el contrario tiene apariencia uniforme, las disoluciones son ejemplos de mezclas homogéneas. En una disolución, las partículas dispersas son invisibles a simple vista, ya que son partículas de dimensiones atómicas con diámetro menor de 1 nm, no pueden detectarse por métodos ópticos y atraviesan las membranas permeables, tampoco pueden separarse por filtración, ni ultra centrifugación. Las disoluciones no presentan opalescencia porque las partículas disueltas no dispersan la luz pero sí pueden absorberla y tener color. En el cuerpo humano por ejemplo, los nutrientes están disueltos en la sangre, la cual los transporta a todas las células donde se incorporan a un sinfín de reacciones bioquímicas que en conjunto conocemos como metabolismo. Otros ejemplos de dispersiones homogéneas son las disoluciones salinas fisiológicas y las de glucosa, urea y aminoácidos contenidos en la sangre. Al hablar de disoluciones es muy común usar los términos soluto y disolvente. El disolvente, también conocido como componente continuo o dispersor, es el que se encuentra en mayor cantidad y su estado físico no cambia cuando se forma la disolución. Todos los demás componentes que se disuelven en el disolvente se llaman solutos o bien componentes dispersos o discontinuos. Durante el proceso de disolución de los solutos se debe suministrar energía para romper las fuerzas que mantienen unidas las partículas de soluto entre sí y separarlas en iones o moléculas individuales.


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En general, la energía que se requiere para romper los enlaces entre las partículas del soluto es aportada por la que se libera cuando interactúan las moléculas de soluto y disolvente. Un aspecto importante de los solutos es su solubilidad, que es la capacidad que tienen para disolverse en otra sustancia y se mide como la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en un volumen definido de disolvente, a una temperatura y presión determinadas. En el caso de las mezclas gas en gas, la solubilidad es ilimitada, mientras que en el resto de las disoluciones existe un límite a la cantidad de soluto que se puede disolver en un volumen. La solubilidad se mide como el coeficiente de solubilidad o simplemente solubilidad. Para los líquidos y sólidos, la solubilidad se reporta en g de soluto por 100 g de disolvente (Brady, 2003). Factores que afectan la solubilidad Temperatura En el caso de líquidos y sólidos, la solubilidad en agua aumenta al incrementar la temperatura, en cambio para los gases, la solubilidad disminuye cuando aumenta la temperatura. Un ejemplo del impacto ambiental de este factor es el caso de las industrias que vierten agua caliente al mar, ríos o lagos, la cual se considera contaminante ya que disminuye la solubilidad del O2 y por lo tanto, la cantidad de O2. Disuelto en el agua, como consecuencia los organismos aeróbicos mueren o ven limitado su desarrollo. Presión La presión prácticamente no afecta la solubilidad de líquidos y sólidos en agua, pero sí aumenta la solubilidad de los gases. La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a su presión parcial; por ejemplo, a presión atmosférica al nivel del mar es de 760 mm de Hg, la Ciudad de México se encuentra a una altura promedio de 2260 m sobre el nivel del mar con una presión atmosférica promedio de 585 mm de Hg, debido a ello la presión parcial de O 2 en este lugar es menor que al nivel del mar y por lo tanto, también lo es su solubilidad en agua. Estructura química La capacidad de las sustancias para disolverse en líquidos, depende de que las interacciones soluto–disolvente provean suficiente energía para dispersar el soluto. Si Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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la estructura química del soluto y disolvente no son afines, entonces no podrán interactuar y el soluto será insoluble en el disolvente, como sucede con el aceite y el agua(Ocampo, 2005). Disoluciones acuosas Los disolventes polares como el agua, tienen dipolos cuyo extremo positivo atrae a los iones negativos del soluto y el extremo negativo a los iones positivos de soluto, estos enlaces llamados ión-dipolo, individualmente son débiles pero en grandes cantidades, como sucede en las disoluciones, aportan suficiente energía para vencer la atracción electrostática que mantiene unidos a los iones en el cristal sólido. En la disolución, cada ión está rodeado por muchas moléculas de disolvente por lo que se dice que está solvatado y si el disolvente es agua, entonces se dice que está hidratado . Por otro lado, para que un disolvente pueda disolver compuestos iónicos debe tener también una constante dieléctrica elevada, que le permita disminuir la atracción entre iones de carga opuesta, una vez que se encuentran solvatados. El agua debe sus relevantes propiedades como disolvente de substancias iónicas a su polaridad y su elevada constante dieléctrica. Además, el agua forma “puentes de hidrógeno”, lo que le permite disolver también compuestos polares, aunque no sean iónicos. Cuando se quiere indicar la cantidad relativa de soluto y disolvente presentes en una disolución, se usa el término de concentración. Existen dos maneras de expresar la concentración, en una se indica la cantidad de soluto en relación con la cantidad de disolución y en la otra, la cantidad de soluto con respecto a la cantidad de disolvente. Las formas más comunes de expresar la concentración corresponden al primer tipo y son: molaridad, normalidad, osmolaridad, fracción molar y por ciento. Entre las formas más útiles del segundo tipo están la molalidad y la osmolalidad.

Expresiones de Concentración en Términos de la Cantidad de Soluto por Cantidad de Disolución


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Vale la pena recordar aquí que un mol es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro (NA) de partículas elementales, átomos, iones o moléculas y que NA es igual a 6.022x10 23. Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos igual a su peso o masa molecular (PM), así se tiene que un átomo-gramo de hidrógeno es 1 gramo de hidrógeno; un átomo gramo de sodio son 23 gramos de sodio; un átomo-gramo de potasio son 39 gramos de potasio; y un átomo-gramo de cloro son 35.5 gramos de cloro. Ahora bien, los átomos se unen para formar moléculas; por ejemplo, el carbono, el oxígeno y el hidrógeno se unen para formar, entre otras sustancias, glucosa cuya fórmula condensada es C 6H12O6. La masa molecular de la glucosa es la suma de las masas de los átomos constituyentes, a saber: el carbono es 12x6, sumado al hidrógeno 1x12, más el oxígeno 16x6 lo que resulta en una masa molecular total igual a 180 átomos-gramo o gramos por mol de glucosa; esta masa puede ser expresada en gramos y, si cuando se habla de átomos se le llamaba átomo-gramo, cuando se refiere a moléculas, se le denomina molécula-gramo o mol. Molaridad. Se define como el número de moles de soluto en un litro de disolución. Se representa con la letra M y sus unidades son mol·L -1. Es importante notar que esta forma de expresar la concentración indica la cantidad de soluto por cantidad de disolución total y no de disolvente, esto quiere decir que si se disuelve en agua 1 mol de glucosa (180 gramos por mol) y se añade agua suficiente ("se afora") hasta completar un litro, se obtiene una disolución molar (1.0 M) de glucosa. La manera más conveniente de calcular la molaridad de una disolución es utilizando la siguiente ecuación. 𝑀=

𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑃𝑀 ∗ 𝑉

Dónde: M= es la molaridad (mol L -1) gsoluto = es la cantidad de soluto en la disolución (g) PM = peso molecular del soluto g mol-1 V= volumen de la disolución (L) Normalidad. Es el número de equivalentes químicos (# eq) de soluto, disueltos en un litro de disolución. Se representa con la letra N y sus unidades son eq·L -1. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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El equivalente químico de una sustancia depende del tipo de reacción en la que va a participar dicha sustancia. El peso equivalente químico se calcula dividiendo el peso molecular entre la valencia del compuesto en la reacción considerada, y el equivalente químico será la cantidad en gramos igual al peso equivalente de la sustancia. En reacciones ácido - base la valencia será igual al número de protones donados por el ácido o aceptados por la base, en cambio, en reacciones de óxido -reducción será el número de electrones que gana o pierde un átomo o molécula. Un ejemplo es cuando el ácido oxálico H 2C2O4, se oxida para producir CO2 según la reacción: 𝐻2 𝐶2 𝑂4 → 2𝐶𝑂2 + 2𝐻 + + 2e − En donde el número de equivalentes por mol de soluto (n) es igual al número de electrones ganados o perdidos, por lo tanto, el número de equivalentes químicos para una disolución de ácido oxálico (con un peso molecular de 90 g/mol) es: Peso equivalente =

90 g mol−1 = 45 g Eq−1 2 Eq mol−1 H2 C2 O4

En disoluciones de ácidos y bases, n es el número de H+ que proporciona una unidad fórmula de ácido o también el número de OH - que suministra una unidad fórmula de la base. La forma matemática para calcular la normalidad de una disolución es: 𝑁=

𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝑉

Dónde: N = normalidad (eq L -1) gsoluto = es la cantidad de soluto en la disolución (g) # eq= equivalentes de soluto V= volumen de disolución (L) Las expresiones de molaridad y normalidad están relacionadas a través de la valencia y por ello se puede plantear la siguiente equivalencia:

𝑁= 𝑛𝑥𝑀


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Dónde: N = normalidad (eq L -1) M = molaridad (mol L -1) n = número de electrones transferidos por unidad de fórmula. Osmolaridad. Se define como el número de osmoles de soluto por litro de disolución, se representa son el símbolo Os y tiene unidades de osmol·L -1. El osmol es la cantidad de soluto que ejerce una presión osmótica igual a la de un mol de partículas disueltas, que es de 22.4 atmósferas a 25°C; cuando los solutos no se disocian la osmolaridad (Os) y la molaridad (M) son iguales, pero en solutos disociables, la osmolaridad depende del grado de disociación. Fracción Molar. Es la fracción del total de moles de una sustancia en disolución, que representa el número de moles de un componente particular. Su símbolo es “x” y se calcula dividiendo el número de moles del iésimo componente (ni) entre el número total de moles en la disolución (nT): 𝑥𝑖 =

𝑛𝑖 𝑛𝑡

Dónde: xi = fracción mol del componente “i” o del soluto “i” en la disolución ni = número de moles del componente “i” o del soluto “i” en la disolución (mol) nT = suma total de moles de los “i” componentes en la disolución (mol)

Como se puede ver en la ecuación, la fracción molar es un numero adimensional y la suma de las fracciones molares de todos los componentes de la disolución siempre es igual a uno.

Por ciento. Expresa la concentración como partes de soluto por cada cien partes de disolución. Para preparar una disolución porcentual se considera que las substancias Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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"químicamente puras" están formadas sólo por soluto, es decir, están al 100%. Según las unidades en que se expresen las partes de soluto y disolvente la concentración porcentual pueden tener múltiples formas, las más comunes son: 

Por ciento peso en peso (% p/p). También llamado peso porcentual, es el número de gramos de soluto en 100 g de disolución y es la forma en que se expresa la pureza de los reactivos químicos. Se representa como % p/p y la forma de calcularlo es: % 𝑝⁄𝑝 =

𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑥 100 ó % 𝑝⁄𝑝 = 𝑥 100 𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑔𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Así pues en una disolución de cloruro de sodio al 5.0% en peso, 5.0 gramos de NaCl se disuelven en 95.0 gramos de agua. Por ejemplo, los ácidos clorhídrico, sulfúrico, etc. son envasados de esta manera. Así, para al ácido clorhídrico (HCl) al 37% (p /p) en cada 100 gramos de disolución, 37 gramos son de HCl puro. 

Por ciento volumen en volumen (% v/v). Es el número de mililitros de soluto en 100 mililitros de disolución.



Por ciento peso en volumen (% p/v). Es el número de gramos de soluto en 100 mililitros de disolución y es la forma más común de las expresiones porcentuales.



Moles por ciento (moles %). Es el número de moles de soluto disueltas en 100 mililitros de disolución.



Milimoles por ciento (mmoles %). Es el número de milimoles de soluto disueltas en 100 mililitros de disolución. Un milimol es la milésima parte de un mol.



Miliequivalentes porciento (meq %). Es el número de miliequivalentes químicos de soluto en 100 mililitros de disolución. Un miliequivalente químico es la milésima parte del peso de un eq. Esta forma de expresar la concentración es muy utilizada en química clínica.

Los por cientos en peso y peso/volumen se relacionan con la densidad (ρ) de la siguiente manera:

%

p p = (% ) ∗ (ρ) V p

El % p/p puede también relacionarse con la molaridad (M) y normalidad (N) mediante las siguientes expresiones: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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𝑀=

𝑁=

(% 𝑝⁄𝑝 ) ∗ 𝜌 ∗ 10 𝑃𝑀

(% 𝑝⁄𝑝) ∗ 𝜌 ∗ 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑡𝑒 𝑃𝑀

Expresiones de Concentración en Términos de la Cantidad de Soluto por Cantidad de Disolvente Molalidad. Es el número de moles de soluto disueltos en 1000 gramos de disolvente. Se representa con la letra m y sus unidades son mol·Kg-1 . La principal ventaja de esta forma de expresar la concentración es que su valor no cambia con la temperatura, como sucede con la molaridad, pero como en el trabajo práctico es más fácil medir volúmenes que masas, sólo se emplea la molalidad cuando se sabe que la temperatura va a cambiar durante el proceso a estudiar. Osmolalidad. Se define como el número de osmoles de soluto por kilogramo de disolvente. Como los procesos biológicos se llevan a cabo siempre a temperatura prácticamente constante, esta forma de expresar la presión osmótica casi no se usa en bioquímica (Burns, 2003). PROCESO DE DILUCIÓN DE LAS DISOLUCIONES ¿Qué pasa cuando ya se tiene una disolución de cierta concentración (disolución madre) y se desea obtener, a partir de ésta, una nueva disolución con una meno r concentración? A este proceso se le conoce como dilución, y en su cálculo se utiliza la siguiente ecuación: 𝑣1 𝑐1 = 𝑣2 𝑐2 Dónde: V1 = volumen de la disolución madre que se deberá tomar para obtener la nueva disolución. C1 = concentración de la disolución madre que se deberá tomar para obtener la nueva disolución. V2 = volumen que se desea obtener de la nueva disolución.


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C2 = concentración que tendrá la nueva disolución. Las concentraciones pueden estar expresadas en términos de molaridad, normalidad, porcentuales, molales u otras. DISOLUCIONES SOBRESATURADAS, SATURADAS, CONCENTRADAS, DILUIDAS Y MUY DILUIDAS Tomando como referencia la cantidad de soluto disuelto y su solubilidad las disoluciones pueden ser sobresaturadas, saturadas, concentradas, diluidas y muy diluidas. Una disolución sobresaturada contiene una cantidad de soluto mayor de la que el disolvente puede disolver a la temperatura actual; por lo general, este tipo de disoluciones existe en equilibrio con un exceso de soluto, que está fuera de la disolución en forma de precipitado y con el cual las moléculas de soluto se intercambian constantemente. Una disolución está saturada cuando contiene la máxima cantidad de soluto que la cantidad presente de disolvente puede disolver, en las condiciones de presión y temperatura existentes, y por lo tanto es inestable, cualquier disturbio la hace precipitar. Una disolución concentrada contiene una cantidad menor de soluto que la necesaria para saturarla a la temperatura en que se encuentra, pero que se aproxima a ella; en forma práctica, las disoluciones mayores a 1M se consideran concentradas. Las disoluciones diluidas contienen una pequeña fracción del total de soluto que pueden disolver; en la práctica la concentración de una disolución diluida es menor de 1M pero mayor de 0.01 M. Finalmente, las disoluciones muy diluidas son aquellas cuya concentración es menor a 0.01 M (Skoog et al, 2008, Whitten et al, 1992). Materiales y reactivos: Balanza analítica Espátula Vasos de precipitado de 100 mL NaCl C12 H 22 O11 C2 H 5 OH H2O

Materiales Matraces volumétricos de 100 mL Pipetas graduadas Piceta Reactivos H2SO4 HCl


NaOH Na2CO3

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Procedimiento:     

Preparar 100 mL de disolución 0.10 M de carbonato de sodio Preparar 100 mL de una disolución de cloruro de sodio 0.2 M Preparar 100 mL de una disolución de etanol 0.05 M Preparar 100 mL de HCl 0.10 M, a partir de HCl concentrado Preparar 100 mL de una disolución 1 N de NaOH

Nota: nunca pipetee un ácido, y ningún reactivo en general, con la boca y siempre adicione el ácido al agua, ¡nunca el agua al ácido! Use su bata cerrada (completamente abotonada) y trabaje en la campana de extracción cuando se trate de ácidos fuertes. Cuestionario: 1. ¿Cómo prepararía 200 mL de una disolución 2 N de NaHCO3?

2. ¿Qué le pasará a la concentración de una disolución 1 M de HCl si se deja largo tiempo en un recipiente destapado?

3. ¿Qué entiende cuando le piden preparar un litro de una disolución de NaCl a una concentración de 20 partes por millón (ppm)? Qué cálculos haría?

4. ¿Qué peso de NaOH se necesita para preparar 500 mL de una disolución 0.1 M?

5. Tome los datos de peso molecular, densidad y % de pureza del frasco de H2SO4, apartir de ellos reporte la concentración de H2SO4 en: a. % Peso b. % Peso/volumen c. Molaridad d. Normalidad

Calculos y notas:


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Bibliografía: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Brady James. E. 2003. Química Básica. Principios y Estructura. 2ª edición, Editorial Limusa Wiley. México. Burns Ralph A. 2003. Fundamentos de Química. 4ª edición, Pearson Education, México D. F. Skoog Douglas Arvid., West Donald M., Holler James F., Crouch Stanley R. 2008. Fundamentos de Química Analítica. 8ª edición, Thomson Learning. México. Whitten Kenneth. L. Gailey Kenneth. D., Davis Raymond. E. 1992. Química General. 3ª edición. Editorial Mc Graw –Hill Interamericana de México. Ocampo Glafira Angeles. 1991 Fundamentos de Química III, Editorial Publicaciones Cultural México, D. F.

Práctica 2 Valoración de soluciones Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Objetivo: Determinar la concentración de una solución problema mediante el método de titulación por neutralización ácido-base.

Fundamento teórico: Volumetría de neutralización. En numerosos análisis químicos es necesaria la utilización de soluciones ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas. La concentración de dichas soluciones puede determinarse por medio de titulaciones o valoraciones de neutralización. La titulación o valoración es la operación básica de la volumetría, mediante la cual se agrega solución patrón o un peso exacto de reactivo puro disuelto a la muestra que se analiza, hasta que se completa la reacción. Se considera que una titulación de neutralización o valoración ácido - base termina cuando el número de equivalentes del ácido es igual al número de equivalentes de la base, momento en el cual se alcanza el punto de equivalencia de la reacción. El punto de equivalencia de la titulación es un concepto teórico; la estimación práctica de su valor se conoce como punto final. Para las titulaciones ácido - base, los dos métodos má s comunes para la determinación de los puntos finales son el empleo de indicadores coloreados (volumetría) o el uso de un pH-metro para controlar el pH de la solución en función del volumen del titulante agregado (potenciometría). Preparación de soluciones de HCl. El ácido clorhídrico se usa frecuentemente en los análisis volumétricos de neutralización porque sus soluciones diluidas son estables y porque se puede utilizar en presencia de la mayoría de los cationes sin que ocurran reacciones de precipitación. Las soluciones patrón de HCl se preparan diluyendo ácido clorhídrico concentrado calidad reactivo.

Valoración de las soluciones de HCl.


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Como el HCl no es un patrón primario se hace necesario valorarlo para conocer su concentración exacta. El carbonato de sodio anhidro se emplea comúnmente para estandarizar soluciones de HCl. La reacción de neutralización es: 2𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2 𝐶𝑂3 Preparación de soluciones de NaOH. El hidróxido de sodio tanto en solución como en estado sólido reacciona con el dióxido de carbono atmosférico produciendo carbonato de sodio según la reacción: 𝐶𝑂2 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 2𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 + 𝐻2 𝑂 Existen diversos métodos para la preparación de soluciones de NaOH excentas de carbonato. El método más utilizado aprovecha la poca solubilidad del carbonato de sodio en concentraciones altas de hidróxido de sodio . El carbonato de sodio formado se elimina por filtración o centrifugación. Las soluciones de hidróxido de sodio se deben preparar en agua a la que previamente se le ha eliminado el CO2; para ello se debe hervir durante algunos minutos el agua destilada; una vez fría se le añade el hidróxido de sodio. Para impedir el acceso de CO2 del aire se guarda la solución en un recipiente provisto de cal sódica. En caso de no utilizar cal sódica, un frasco de polietileno cerrado herméticamente producirá la suficiente protección durante una o dos semanas. Valoración de soluciones de NaOH. La solución básica se valora con un tipo primario como son los ácidos débiles, el ácido oxálico, ftalato ácido de potasio (KHP), ácido benzóico o yodato ácido de potasio. La reacción de neutralización que ocurre entre el NaOH y el ácido oxálico es: 𝐻2 𝐶𝑂4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎2 𝐶𝑂4 + 2𝐻2 𝑂

Materiales y reactivos: Materiales Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Parrilla Espátula Pesa muestra Solución HCl (practica 1) Solución NaOH (practica 1) Na2 CO3 polvo

Matraces Erlenmeyer de 125 mL Agitador magnético Soporte, pinzas y buretas Reactivos Anaranjado de metilo Fenolftaleina Etanol

Procedimiento: Valoración de la solución de HCl 1. Pesar tres porciones de aproximadamente 0.3g de Na 2CO3 y colocar cada una en diferentes matraces Erlenmeyer. Etiquetar cada uno con el peso exacto de la muestra. 2. Adicionar 25 mL de agua destilada previamente hervida a cada matraz y disolver. 3. Añadir tres gotas de anaranjado de metilo a cada uno de los matraces. 4. Colocar uno de los matraces sobre la parrilla e introducir un agitador magnético, agitar. 5. Aforar la bureta con la solución de HCl preparada, aproximadamente de 1 N. 6. Abrir la llave de la bureta y adicionar lentamente la solución de HCl con agitación para que se lleve a cabo la reacción. En el momento en el que haya un cambio de color de naranja a rosa que se mantenga estable, dar por terminada la titulación. 7. Anote el volumen de HCl, solución titulante empleado. 8. Repetir dos veces más la valoración en otros dos matraces. 9. Vire debe ser a color mamey. 10. Para calcular la normalidad del ácido se emplea la siguiente relación: 𝑃𝑀⁄ 𝑔𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 #𝑒 − 𝑁𝐻𝐶𝑙 = , 𝑚𝑒𝑞 = (𝑚𝐿𝐻𝐶𝑙)(𝑚𝑒𝑞𝑁𝑎2 𝐶𝑂3) 1000

Valoración de la solución de NaOH Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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1. Después de obtener el valor aproximado de la solución de HCl, valorar la solución de NaOH preparada en la primera etapa de la sesión. 2. Tomar con una pipeta volumétrica una alícuota de 10 mL de la solución problema (NaOH), colocarla en el matraz Erlenmeyer e introducir el agitador magnético. 3. Adicionar tres gotas de solución de fenolftaleina. 4. Colocar en la bureta la solución de HCl hasta el aforo. 5. Colocar el matraz Erlenmeyer en la parrilla, adicionar un agitador magnético y agitar suavemente. Adicione pequeños volúmenes de la solución de la bureta al matraz que tiene la solución problema y en el momento que haya cambio de color de violeta a incoloro que se mantenga estable, dar por terminada la titulación 6. Repetir dos veces más la valoración en otros dos matraces y determinar un valor promedio. 7. Recuerde guardar la solución de NaOH en un frasco de vidrio limpio y etiquetado. Nota. La solución de HCl y soluciones titutadas, se pueden eliminar en la tarja, manteniendo la llave del agua abierta, para diluir. Resultados: 1. Con base en los datos obtenidos en la valoración del HCl con el carbonato, calcular cual es la concentración real de la solución de HCl. 2. Haciendo los cálculos necesarios, decir cuál es la concentración expresada en molaridad y normalidad de la solución problema de HCl corregida. Análisis de Resultados: Realizar en bitácora los resultados obtenidos para su recopilación grupal. El análisis de los resultados aplicara para todos los equipos. Después de alcanzar los resultados individuales; compare el CV obtenido entre los equipos. Con base en lo anterior discuta que miembro de cada equipo es el mejor para trabajar en el laboratorio. Por otro lado analice cuales fueron los errores que pueden explicar la obtención de CV más altos. Compare la media de cada uno de los equipos con el valor real y discuta cuál de los equipos fue el más exacto.

Cuestionario: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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1. Investigue como se puede expresar la concentración de una solución.

2. ¿Qué clase de moléculas son los indicadores que se utilizan en la titulación por neutralización y a que se debe su cambio de color?

3. Elabore una tabla de indicadores y los colores que dan con el pH ácido o básico.

4. ¿Cómo se puede transformar la concentración expresada en normalidad, en términos de la concentración molar y porcentual?

5. ¿Qué es un patrón primario?

6. Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones: a) 2.5g de NaOH en 400 mL de solución b) 35 mL de HCl concentrado aforado a 250 mL con agua (HCl: 37% de pureza, densidad 1.18g/mL)

7. Calcule la normalidad de las soluciones de la pregunta anterior.

Cálculos y notas:


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Bibliografía: 1. Daniel, W. W. 1991. Bioestadística. Editorial Limusa. México. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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2. Day, R. A. y Underwood, A. L. 1989. Química Analítica Cuantitativa, 5ª Edición. Editorial Precentice-Hall Hispanoamericana, México. 3. Day, R. A. Jr., Underwood, A. L. 1989. Química Analítica Cuantitativa 5ª Ed., PrenticeHall Hispanoamericana, México. 4. Harris, D. C. 1992 Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana, México 5. http://laguna.fmedic.unam.mx/∼leonor 6. http://sgpwe.izt.uam.mx/files/users/uami/jaislocr/BIOQUIMICA_I/PRACTICA_2.pd f

Práctica 3 Determinación de Errores en el análisis químico y tratamiento estadísticos de los datos: Medidas de Peso y Volumen


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Objetivo: Aprender el correcto uso de las herramientas estadísticas en la interpretación de los datos termodinámicos, tales como presión, temperatura y volumen. Fundamento teórico: Las medidas de peso y volumen son fundamentales en una ciencia experimental como la química. Por lo tanto es importante aprender a usar con propiedad estas medidas haciendo énfasis en la precisión y en las cifras significativas. La balanza La balanza es un instrumento utilizado en química, que sirve para medir la masa. Existen diferentes tipos de balanzas, algunas son de alta precisión (del orden de 0,00001 g) llamadas balanzas de precisión o analíticas, empleadas en química analítica, en tanto que otras son de baja precisión y pueden registrar la masa de un objeto con una o dos cifras decimales. La característica más importante de una balanza analítica es que poseen muy poca incertidumbre, lo que las hace ideales para utilizarse en mediciones muy precisas. Estas balanzas generalmente son digitales, y algunas pueden desplegar la información en distintos sistemas de unidades. Por ejemplo, se puede mostrar la masa de una sustancia en gramos, con una incertidumbre de 0,00001g (0.01 mg). Sus principales usos son:     

Pesada de muestras Pesada de precipitados obtenidos Pesada de sustancias para preparar soluciones patrón Pesada de recipientes menores de 200 g Pesada de líquidos

Las balanzas analíticas se clasifican en: 1. Teniendo en cuenta su precisión y la cantidad de sustancia que se puede pesar:  



Balanza de poca exactitud: se puede pesar hasta 1 kg con una precisión de ± 1 g. Balanza exacta común: se puede pesar hasta 200 g con una precisión de ± 0,0001 g. Esto significa que las 3 primeras cifras decimales son exactas y la cuarta está sujeta a un error de ± 0,0001 g. Semi-micro balanza. Se puede pesar hasta 100 g con una precisión de ± 0,00001 g.


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

Microbalanzas y ultramicrobalanzas: La gama de microbalanzas y ultramicrobalanzas tienen un alcance máximo de 6 g y una resolución de 0,0001 mg o 52 g y una resolución de 0,001 mg, estas balanzas son ideales para pesar pequeñas cantidades de muestra con un ahorro considerable en los costes, especialmente cuando se utilizan materiales valiosos.

2. Teniendo en cuenta su construcción:  

Balanzas de brazos iguales: totalmente mecánicos o con escala eléctricamente iluminada. Se subdividen en balanzas de cadena y balanzas de cruz dentada. Balanzas monoplato: son instrumentos de pesaje de funcionamiento no automático que utilizan la acción de la gravedad para determinación de la masa. Se compone de un único receptor de carga (plato) donde se deposita el objeto para medir. Una célula de carga de carga mide la masa a partir de la fuerza (peso) ejercida por el cuerpo sobre el receptor de carga. El resultado de esa medició n (indicación) aparecerá reflejado en un dispositivo indicador.

Normas para la utilización de las balanzas analíticas monoplato: 1. Limpiar los platillos y los alrededores de la balanza con un pincel antes de empezar a pesar. 2. Comprobar que la balanza esté nivelada mediante el nivel de burbuja, si no lo está, se debe ajustar con los tornillos de los soportes. 3. Enchufar la balanza a la línea eléctrica. 4. Tarar la balanza analítica. 5. Colocar el objeto que se va a pesar en el centro del platillo. Se debe tener presente que algunas sustancias químicas pueden ser corrosivas y al colocarlas directamente sobre el platillo puede deteriorarlo. Utilice un papel de filtro, un vidrio de reloj o cualquier otro recipiente para pesar. 6. Los objetos calientes se deben enfriar a °T ambiente en un desecador antes de colocarles en el platillo, las puertas laterales de la caja de la balanza deben estar cerradas con el fin de evitar errores en la medición. 7. Después de determinar el peso de la muestra se debe limpiar inmediatamente con el pincel el material sólido que caiga en el platillo o en sus alrededores.


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8. No se debe tocar directamente con los dedos un objeto que se haya secado previamente con el fin de pesarlo, se debe manipular con pinzas o con un pedazo de pap el para evitar que pueda adquirir nuevamente la humedad. 9. Comprobar por lo menos 2 veces la lectura de la balanza. Métodos de pesada: 1. Determinar directamente el peso de un objeto. Colocar en el platillo un vidrio de reloj limpio y seco o cualquier otr o recipiente apropiado y pesarlo exactamente. Colocar en el recipiente pesado anteriormente el objeto y determinar su peso. Peso del vidrio del reloj + objeto Peso del vidrio de reloj solo Peso del objeto

A B A-B

2. Pesar una cantidad determinada. Si se necesitan exactamente 2,4580 g de carbonato de sodio para preparar una solución, proceder de la siguiente forma: Pesar un vidrio de reloj seco y limpio o un vaso de precipitados pequeño; suponiendo que el vidrio de reloj necesitó 15, 3974 g en pesas para equilibrarse, agregar a estas pesas 2,4580 g, es decir, que se deben colocar (15,3974 + 2,4580 = 17,8554) 17,8554 en pesas, luego agregar cuidadosamente con una espátula al vidrio de reloj carbonato de sodio hasta obtener en las escalas de la balanza la lectura especificada anteriormente. 3. Pesada por diferencia. Colocar la sustancia que se va a pesar dentro de un pesa-sustancias limpio y seco. Pesarlo exactamente, cuidando que esté bien tapado; terminada la pesada destaparlo, sacar con una espátula un poco de sustancia y volver a taparlo. Esta operación debe hacerse lo más rápido posible para evitar que la sustancia que queda dentro del pesa0-sustancias absorba humedad; pesarlo de nuevo. La diferencia entre las dos pesadas, es el peso de la sustancia que se tomó. Este método se aplica sobre todo a las sustancias higroscópicas.

Determinación de errores en el análisis químico y tratamiento estadístico de los datos.


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Las medidas experimentales están sujetas a errores o incertidumbres en sus valores debido a las imperfecciones del instrumento de medida o a las limitaciones de nuestros sentidos en el caso de que sean ellos los que deben registrar la información. El valor de las magnitudes físicas se obtiene experimentalmente efectuando una medida; ésta puede se r directa sobre la magnitud en cuestión o indirecta, es decir, obtenida por medio de los valores medidos de otras magnitudes ligadas con la magnitud problema mediante una fórmula física. Así pues, resulta imposible llegar a conocer el valor exacto de ningu na magnitud, ya que los medios experimentales de comparación con el patrón correspondiente en las medidas directas vienen siempre afectado de imprecisiones inevitables. El problema es establecer los límites dentro de los cuales se encuentra dicho valor. Medición: Este proceso implica elegir una unidad de medida (metro, milímetro, kilometro, o año luz, en caso de longitudes) y de poder determinar cuántas de estas unidades están comprendidas en la cantidad a medir. Lectura de un Instrumento: • Apreciación de instrumento: La menor división de la escala de un instrumento, en el caso de una regla graduada en centímetros (cm) un (1) milímetro. La apreciación del instrumento solo depende de la escala. • Errores de Medida: Una investigación experimental nunca estará exenta de errores, a los que se les llama error experimental • Error Experimental: En la medida en que se minimice la presencia del error experimental en el desarrollo del experimento, mayor confiabilidad tendrán los resultados y conclusiones que de él se deriven. Existen varios tipos de errores que ocurren al efectuar cualquier medición y se clasifican en dos grandes categorías: • Errores Casuales: Como se ha señalado, a pesar de realizar las medidas con el mismo instrumento y con el mayor cuidado posible, si se repite se obtienen valores ligeramente distintos entre sí. Esto no se deriva del producto del descuido, pero sí de la interacción del observador con el instrumento de medida, durante el cual tiene que seguir unos pasos en los cuales su reacción en uno u otro sentido. • Errores Sistemáticos: Estos son errores que siempre afectan la medida en un mismo sentido, son debidos a fallas en los instrumentos o a un procedimiento de medida defectuoso. El instrumento puede estar defectuoso pero aun así si se da cuenta de la existencia de este error se pueden corregir las medidas ya que el efecto sobre ellas es constante. Estos errores son fáciles de detectar y corregir consecuentemente el Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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procedimiento de medición, por ejemplo, calibrando mejor los aparatos antes de realizar la medida. Valor Medio o Media ( 𝑋̅ ): Sea X la cantidad a medir, Xv , el valor verdadero de esa cantidad. Ese valor Xv no se conoce siempre pero se puede tomar como el valor que se ha determinado con instrumentos que sean muchos más precisos del que se tenga a disposición, por ejemplo, en el caso de la determinación de la aceleración de la gravedad g, hay valores muchos más precisos que los que se determinan en es te curso y el cual se puede tomar como Xv .Si se hace n veces se van a obtener n resultados para X (X1, X2, X3, ….Xn) y esto permite el cálculo de los promedios aritméticos X de los X i medidos: 𝑋̅ =

𝑋1 + 𝑋2 + 𝑋3 + ⋯ + 𝑋𝑛 𝑛

Si n es grande se puede demostrar que 𝑋̅es un valor mucho más cercano a Xv que cualquiera otro valor Xi tomado al azar. Por consiguiente la mejor manera de proceder para acercarse lo más posible al valor Xv es: Realizar un número, n grande de mediciones de X, y mientras más grande mejor. Realizar el promedio de acuerdo a la ecuación, tomar este valor medio, si se conoce el valor Xv la diferencia va a ser igual al resultado de 𝑋̅ − 𝑋𝑣 que es el error de la medida, recordando que no siempre se conoce el valor verdadero de Xv. Desviación Estándar de una Serie de Medidas o de la Muestra (s): Otra cantidad de mucha utilidad en el laboratorio y en el proceso de medida, es la desviación estándar de una serie de medidas que cuántica la dispersión de las medidas alrededor de un valor promedio cuando las medidas están distribuidas según una curva de Gauss o curva en campana, la desviación estándar de la muestra se define como: ∑𝑛𝑖=1 (𝑋𝑖 − 𝑋̅)2 √ 𝑠= 𝑛−1 2

El termino s2 conocido como varianza también es utilizado pero en química se refiere al valor de s debido a que presenta las mismas unidades que el dato experimental. Desviación Estándar de la Media (sm): queda solo por determinar el valor del valor medio de la cantidad medida que será el error de la observación o medida efectuada, es decir que el error deberá figurar en el resultado final de su observación, la desviación estándar de la media se representa de la siguiente forma: 𝑠𝑚 = Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

𝑠 2

√𝑛 35

Se conseja para una mejor precisión disminuir lo más posible la desviación estándar, usando para ellos los mejores instrumentos, tratando así de disminuir los errores en vez de proponerse hacer un gran número de mediciones de baja calidad. En resumen, si se tiene una serie de n medidas de la misma cantidad, X y en las mismas condiciones, la manera de proceder si n es grande es: 1. 2. 3. 4.

Realizar una tabla con n medidas y la estimación de su lectura. Calcular el promedio resultado de la n medidas de X, es decir 𝑋̅. Calcular la desviación estándar s. Calcular la desviación estándar de la media sm e indicar su resultado con el número de cifras significativas limitado por el error, la desviación estándar de la media y de las unidades apropiadas, ejemplo: 𝑋̅ ± 𝑠𝑚 = (456.89 ± 0.05)𝑚

Método de los mínimos cuadrados: Es un método utilizado para determinar la ecuación de ajuste de una recta para una serie de puntos dispersos, el objetivo de este método es de poder determinar las constantes de la ecuación de la recta. Se sabe que la ecuación de la recta es la siguiente: 𝑦 = 𝑚𝑥 + 𝑏 Dónde: m es la pendiente de la recta. b es la ordenada en el origen. x es la variable independiente. y es la variable dependiente. 𝑚=

𝑛 ∑(𝑥 𝑖 𝑦𝑖 ) − ∑ 𝑥 𝑖 ∗ ∑ 𝑦𝑖 𝑛

𝑏=

∑ 𝑦𝑖 − 𝑚 ∑ 𝑥 𝑖 𝑛


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Materiales y reactivos: Vidrio de reloj Picnómetro Probeta 25 mL

Materiales Pipetas (2,5 y 10 mL) Termómetro Perilla Reactivos

Agua de la red Procedimiento: 1. Determinación de la densidad de un sólido irregular  Tomar una probeta de 25 mL y medir un volumen determinado de agua de la llave.  Pesar una piedra pequeña en la balanza analítica, agregarla con cuidado a la probeta y registrar el aumento de volumen.  Determinar el volumen de la piedra por la diferencia de los volúmenes y calcular la densidad con su respectiva incertidumbre. Este ensayo se debe repetir 5 veces. Tabla 3.1: Determinación de la densidad de un sólido irregular

No. Medición

Peso solido (g)

Volumen inicial de agua en la probeta (mL)

Volumen final de agua en la probeta (mL)

Volumen del solido (mL)

Densidad del solido (g/mL)

1 2 3 4 5 2. Determinación de la densidad del agua mediante un picnómetro  Pesar un picnómetro con su respectiva tapa, vacío, limpio y seco en la balanza analítica.  Llenarlo con agua destilada, taparlo, secarlo y pesarlo de nuevo. La diferencia de pesos le dará la masa del agua correspondiente al volumen del picnómetro.  Registrar la temperatura del agua y calcular su densidad con su respectiva incertidumbre. Se debe hacer este ensayo por triplicado. Tabla 3.2: Determinación de la densidad del agua mediante un picnómetro


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No. Medición

Peso picnómetro vacío (g)

Peso picnómetro + agua (g)

Volumen de Masa del agua usado volumen de (mL) agua (g)

Densidad del agua a ___°C (g/mL)

1 2 3 3. Ejercicio estadístico  Pesar un vaso de precipitado de 50mL  Medir 10 mL de agua de la llave con una pipeta graduada. Repetir este ejercicio seis veces teniendo la precaución de secar muy bien el vaso de precipitado. Con la densidad del agua se determina el volumen.  Determinar la media, mediana, los desvíos con respecto a la media y a la mediana, la desviación estándar, la desviación estándar relativa, el coeficiente de variación, la varianza, la desviación estándar de la media, el límite de confianza para una incertidumbre del 95% y del 99% Tabla 3.4: Ejercicio estadístico No. Medición

Peso recipiente vacío (g)

Peso recipiente + agua (g)

Volumen de agua usado (mL)

Masa del volumen de agua (g)

1 2 3 4 5

Cuestionario: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Investigue y explique cada uno de los siguientes términos estadísticos: 1. Promedio

2. Desviación estándar

3. Desviación estándar relativa, RSD

4. Coeficiente de variación, CV

5. Desviación estándar de la media, Sm

6. Varianza, s2

7. Error absoluto y error relativo

8. T-student

9. Límites de confianza

10. Límite de detección, LDD

11. Límite de cuantificación, LOD

Consultar los siguientes términos: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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1. Mezcla crómica

2. Potasa alcohólica

3. Agua regia

Cálculos y notas

Resultados: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Conclusiones:

Bibliografía: 1. VARGAS FIALLO, Luz Yolanda; CAMARGO HERNÁNDEZ, Jaime Humberto. Manual 4: Prácticas de Laboratorio de Análisis Químico I. Universidad Industrial de Santander. Colombia, 2012. 2. D. A. SKOOG, D. M. WEST, F.J. HOLLER. Fundamentos de Química Analítica, Ej. 1. 4ª Edición. Editorial Reverté, S. A. España, 2003.


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Sección 1

Equilibrio Físico

Práctica 4 Presión de vapor y calor de vaporización del agua Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Objetivo: Obtener y calcular de manera experimental la presión de vapor y calor de vaporización de un líquido.

Fundamento teórico: Si vertemos un líquido en un recipiente abierto, que después se cierra, nos encontramos que parte del líquido se evaporará en el aire en el recipiente. El vapor después de un corto período de tiempo establecerá una presión parcial que se mantiene constante siempre que la temperatura no cambia. Esa presión se denomina presión de vapor del líquido. Que permanece constante si no hay otros gases presentes. En el aire que respiramos, hay algo de vapor de agua, por lo general con una presión parcial muy por debajo de la presión de vapor a esa temperatura. En un día pegajosa caliente la humedad relativa es alta, talvez 80% o 90%, y el aire está casi saturada con vapor de agua; nos sentimos incómodos. Si elevamos la temperatura de un líquido, aumenta su presión de vapor, cada vez más rápido. En el punto de ebullición normal del líquido, la presión de vapor se convierte en una atmósfera. Eso sería la presión a 100°C en un recipiente cerrado en el que sólo hay agua y su vapor, y no hay aire. A temperaturas altas, la presión de vapor puede llegar a ser muy grande, llegando a cerca de 5 atm para el agua a 150°C y 1,5 atm a 20°C. Un líquido que hierve a una temperatura baja, dicen - 50°C, tendrá una presión de vapor muy grande a temperatura ambiente, y confinarlo a 25°C de un líquido a la temperatura Kelvin. Se llama Ecuación de Clayperon y tiene la forma: 𝑙𝑛𝑃 = −

∆𝐻 + 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑅𝑇

Donde lnP es el logaritmo natural de la presión de vapor del agua, ∆𝐻𝑣 , es la entalpia de vaporización del agua, R es la constante de los gases (8.314 J/mol*K), T es la temperatura y C es la constante que no necesita ser evaluada. Se puede observar que e sta ecuación obedece a una ecuación de primer orden 𝑦 = 𝑚𝑥 + 𝑏 donde y es igual a lnP, x es igual a 1/T y la pendiente m es igual a −

∆𝐻 𝑅

. Si la gráfica se hace con lnP vs 1/T, el calor de vaporización

puede ser calculado directamente con la pendiente de la recta.


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Este experimento está diseñado para determinar la presión de vapor del agua a diferentes temperaturas entre 50°C y 80°C. Una muestra de aire es atrapada en un cilindro graduado de 10mL invertido que es inmerso en un vaso lleno de agua. El vaso e s calentado hasta 80°C y el aire dentro del cilindro graduado se expande y se satura con vapor de agua. Se registra la temperatura. El aire total y la presión de vapor de agua interna es igual a la presión barométrica más un pequeño ajuste por la presión ejercida por la profundidad del agua sobre el aire atrapado. El vaso con agua se deja enfriar. El volumen de aire se contrae y menos vapor de agua está presente a menor temperatura. La temperatura y el volumen registrado cada 5°C entre 80°C y 50°C. A continuación, el vaso se enfría con hielo hasta cerca de los 0°C. A esta temperatura la presión de vapor de agua es tan baja que se puede asumir que todo el gas en el cilindro graduado es aire. Los moles de moléculas de aire en el cilindro pueden ser calculados usando el volumen de aire presente a una temperatura cercana a los 0°C en la ecuación de gases ideales. Conociendo los moles de aire en el cilindro, la presión parcial del aire puede ser calculada a cada temperatura. Y la presión de vapor del agua puede ser obtenida con la diferencia de la presión del aire con la presión total dentro del cilindro. Material y Reactivos: Termómetro Vaso precipitado

Materiales Cilindro graduado 10 mL Parrilla Reactivos

Agua

Procedimiento experimental: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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a) Presión de vapor de líquidos a diferentes temperaturas. Montar el equipo como se muestra en la siguiente figura:

Termómetro Vaso alto

Cilindro graduado invertido

Aire Agua

Agua

Figura 1: Diagrama del sistema para determinar presión de vapor Tomando como referencia la figura 1, llene apropiadamente 2/3 de cilindro con agua. Tape con su dedo e invierta rápidamente el cilindro y colóquelo boca abajo dentro del vaso de precipitado que previamente está a media capacidad de agua. Añada agua al vaso hasta que el nivel cubra completamente el cilindro. Utilice una regla para medir en milímetros la diferencia de altura entre la superficie de agua del vaso y el agua dentro del cilindro, h. Caliente el sistema hasta una temperatura de 80°C. El aire dentro del cilindro no debe de expandirse más allá de la escala del cilindro. Si eso sucede, remueva el cilindro y vuelva a ensamblar con un volumen inicial de aire menor. Registre la temperatura y el volumen de aire (±0.01mL) en el cilindro. Asegúrese de agitar continuamente el agua dentro del tuvo para asegurar la correcta distribución de calor. Enfríe el vaso (continuación la agitación) hasta que la temperatura alcance los 50°C, registre la temperatura y volumen de gas en el cilindro cada 5°C. Puede añadir un poco de hilo al vaso para acelerar el descenso de la temperatura, tratando de mantener el mismo volumen de agua en el vaso. Después de que la temperatura haya alcanzado los 50° C, enfríe rápidamente el vaso hasta los 0°C añadiendo hielo. Registre el volumen de gas y la temperatura. Registre la presión barométrica en mmHg Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Cálculos: 1. Existe un pequeño error en la medición del volumen de aire causado por la inversión del cilindro graduado ya que el menisco es invertido. Corrija todas las mediciones de volumen sustrayendo 0.20 mL a cada lectura. 2. Calcule la presión total del gas en el cilindro a partir de la presión barométrica y la diferencia de niveles de agua entre la superficie del vaso y el interior del cilindro, h. La presión dentro del cilindro es ligeramente mayor a la presión atmosférica. Este incremento de presión puede ser calculado usando la diferencia de alturas, h, y multiplicándola por el favor de conversión que puede ser ajustada un factor, este factor resulta de a partir de la densidad del mercurio que es 13.6 veces mayor a la del agua. Asumiremos que esta corrección es constante durante el experimento. Si la altura del agua cambia significativamente, el cálculo debe de repetirse. 𝑃𝑐𝑖𝑙𝑖𝑛𝑑𝑟𝑜 = 𝑃𝑎𝑡𝑚𝑜𝑠𝑓𝑒𝑟𝑖𝑐𝑎 + ℎ(𝑚𝑚𝐻2 𝑂)𝑥

1.00 𝑚𝑚𝐻𝑔 13.6𝑚𝑚𝐻𝑔

3. Calcule el número de moles atrapados de aire, n aire utilizando el volumen de aire presente cerca de los 0°C y la ecuación de gas ideal. A temperaturas bajas se puede asumir que la presión de vapor de agua es despreciable, así que casi no hay vapor de agua presente en el cilindro. 𝑛𝑎𝑖𝑟𝑒 =

𝑃𝑉 𝑅𝑇

4. Para cada temperatura entre los 50°C y 80°C calcule la presión parcial de aire en el cilindro. 𝑃𝑎𝑖𝑟𝑒 =

𝑛𝑎𝑖𝑟𝑒 𝑅𝑇 𝑉

5. Calcule la presión de vapor de agua a cada temperatura:

𝑃𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑃𝑐𝑖𝑙𝑖𝑛𝑑𝑟𝑜 − 𝑃𝑎𝑖𝑟𝑒 6. Grafique lnPagua en el eje vertical vs 1/T en el eje horizontal. Trace la mejor línea de ajuste y determine la pendiente de la línea, calcule el valor de ΔH vapor de agua. Compare con el valor reportado en la literatura. Notas:


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Resultados: 1. ¿Cuál es la presión de vapor y porque cambia conforme la temperatura? 2. ¿Cuál es la entalpia de vaporización? Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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3. Considerando la suposición de despreciar el valor de la presión de agua a una temperatura cercana al cero. Encuentre el valor de presión de vapor de agua a bajas temperaturas y comente si es válida esta suposición.

4. Se asumió que los ligeros cambios en la "h", la profundidad bajo la superficie del agua, no cambiarán significativamente la presión total en el cilindro graduado. Qué opina sobre la validez de estos supuestos.

5. Los datos obtenidos son cercanos a una línea recta?

6. Escriba la forma larga "de dos puntos" de la ecuación de Clausius-Clapeyron. ¿Por qué el método gráfico de análisis da un mejor valor para la entalpía de vaporización que lo hace la forma de la ecuación de Clausius-Clapeyron usando dos valores de presión- temperatura de vapor? Conclusiones:

Bibliografía: Levinson, G.S. J.Chem.Educ.1982,59,p.337

Práctica 5 Determinación de la capacidad calórica en líquido Objetivo: Determinar la capacidad calórica agua y construir un calorímetro sencillo. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Fundamento teórico: Al mezclar dos cantidades de líquidos a distinta temperatura se genera una transferencia de energía en forma de calor desde el más caliente al más frio. Dicho tránsito de energía se mantiene hasta que se igualan las temperaturas, cuando se dice que ha alcanzado el equilibrio térmico. La cantidad de calor Q que se transfiere desde el líquido caliente, o la que absorbe el frio, responde a la expresión: 𝑄 = 𝑚𝐶𝜖 (𝑇𝑓 − 𝑇0 ) Donde m es la masa del líquido, C є su calor especifico y Tf - T0 la variación de temperatura que experimentan. Las transferencias de calor se miden en un calorímetro a través de variaciones de temperatura. Previo a toda experiencia es necesario calibrarlo, esto es, determinar su capacidad calorífica. Para realizar el calibrado, se mezclan cierta cantidad de agua fría con agua caliente y se mide la temperatura de equilibrio. Durante este proceso una parte de la energía cedida por el agua caliente es absorbida por el vaso del calorímetro que eleva su temperatura desde una temperatura fria T2 a una temperatura de equilibrio Tє. En consecuencia, como en el calorímetro no se producen pérdidas de energía hacia el exterior, la variación del conjunto formado por el calorímetro y las cantidades de agua será nula, por lo que se puede escribir: 𝑚 1 𝐶0 (𝑇1 − 𝑇𝜖 ) + 𝐾 (𝑇𝜖 − 𝑇2 ) = 𝑚 2 𝐶0 (𝑇𝜖 − 𝑇2 ) Donde K es el equivalente en agua del calorímetro, esto es, la cantidad de agua que absorbe la cantidad de calor que absorbe m1 y m2 se refieren a las masas de agua caliente y masa de agua fría, respectivamente, T2 es la temperatura del agua caliente; además se ha tomado el calor especifico del agua como 1 cal g -10 C-1. La influencia del calorímetro también se acostumbre a identificar como equivalente en agua, que se define como la cantidad de agua cuya capacidad calorífica es C 0. Por calorífica del calorímetro pero expresada en gramos. Los vasos de foam pueden formar un excelente calorímetro debido a su gran habilidad de impedir el paso del calor. El calorímetro consiste en 2 vasos concéntricos, una tapa, un termómetro y un agitador.


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Termómetro Liga Cartón o tapa de plástico

Vasos concéntricos de foam Bulbo del termómetro 2 cm separado del fondo el vaso

Solución problema Agitador Plancha magnética

Figura 2: Calorímetro experimental de poli-estireno. Como cualquier otro calorímetro, el calorímetro de foam proporciona los medios para medir el flujo de calor entre un sistema y sus alrededores. El significado de estas palabras puede entender en términos de su calorímetro. Definiendo el entorno del sistema Debemos comenzar por definir la cantidad de los alrededores estaremos obligados a tener en cuenta. ¿Podemos limitar a una pequeña región, o debemos considerar todo el laboratorio? El problema se vuelve bastante simple si asumimos que nuestro calorímetro está perfectamente aislado. El calor, suponemos, no fluirá a través de las paredes del calorímetro. Este supuesto nos permite restringir el alcance de los alrededores. Debido a que el calor no puede fluir hacia fuera o en el calorímetro, podemos definir los alrededores como el calorímetro completo y cualquier agua cuya temperatura es inicialmente idéntica a la del calorímetro. Más tarde, vamos a encontrar una manera de corregir para el aislamiento imperfecto sin alterar nuestra definición de los alrededores. El sistema incluye cualquier otra sustancia o sustancias que se contienen en el calorímetro. Esta definición de un sistema incluye sustancias que se disuelven en el agua, tales como los reactivos y productos de una reacción química. También incluye otras porciones de agua cuya temperatura no es inicialmente idéntica a la temperatura del calorímetro. Ecuación del flujo de calor Esta ecuación describe el flujo de calor entre el sistema y su entorno: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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𝑞𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 = −𝑞𝑒𝑛𝑡𝑜𝑟𝑛𝑜 Esta ecuación establece que el calor perdido (o ganado) por el sistema, q sistema, es igual al calor ganado (o perdido) por el entorno, -qentorno. Claramente qsistema y qentorno deben tener signos opuestos ya que el calor que pierde uno es ganado por el otro. Debido a la definición de nuestro entorno, la ecuación de flojo de calor se convierte en: 𝑞𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 = −𝑞𝑎𝑔𝑢𝑎 − 𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 Las siguientes ecuaciones muestran como el calor ganado o cedido por el agua y el calorímetro puede calcularse: 𝑞𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑠𝑝. ℎ𝑡.× 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂 × (𝑡𝑓 − 𝑡𝑖 ) 𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 𝐶 × (𝑡𝑓 − 𝑡𝑖 ) Donde sp.ht. es el calor especifico, C es el la capacidad calorífica del calorímetro, t f es la temperatura final y ti es la temperatura inicial. Tomaremos el calor especifico del agua pura, 4.184 J/g °C. Aunque utilicemos agua pura esto es solo una aproximación. Cuando las sustancias están disueltas en agua, su calor específico es alterado. También consideraremos la capacidad calorífica del calorímetro como 1 x 10 1 J/°C. Corrección del aislamiento rustico La ecuación para el flujo de calor fue obtenida asumiendo que todo el calorímetro es perfectamente aislado. Se debe reconocer que este aislamiento no está asegurado ya que el calor fluye por las paredes y no es posible determinar la máxima o mínima temperatura que alcanza el sistema, de cualquier manera se debe determinar dicho valor de temperatura tf. Estimaremos esa temperatura extrapolando la línea de tendencia en el grafico Temperatura vs tiempo.

Materiales y reactivos: Calorímetro Termómetro

Materiales Parrilla eléctrica Reactivos


51

Agua Procedimiento: 1. Calentar agua utilizando una parrilla, 2. Pesar el calorímetro y tare su peso 3. Agregar al calorímetro agua a temperatura ambiente, hasta la mitad de su capacidad. Pesar el calorímetro nuevamente con el agua agregada, 𝑚 2 . 4. Tome la temperatura inicial dentro del calorímetro, 𝑇2 . 5. Tare nuevamente el peso del calorímetro con el agua a temperatura ambiente. 6. Agregue agua caliente al calorímetro, registrando previamente la temperatura, 𝑇1 . 7. Determine la masa del agua caliente agregada, 𝑚 1. 8. Espere que la temperatura registrada en el termómetro se estabilice y registre la temperatura de equilibrio, 𝑇𝜖. 9. Repita el experimento cuatro veces más y registre todos los datos experimentales en la siguiente tabla. Tabla 5.1: Determinación de capacidad calorífica del agua No. 1 2 3 4 5

𝑚1

𝑚2

𝑇1

𝑇2

𝑇𝜖

Cálculos y notas:


52

Resultados: A partir de los datos experimentales obtenidos, calcule el valor del equivalente de agua, utilizando la expresión:


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𝐾=

𝑚 1 𝐶0 (𝑇1 − 𝑇𝜖 ) − 𝑚 2 𝐶0 𝑇𝜖 − 𝑇2

Complete la siguiente tabla a partir de los valores de la constante K obtenida en los casos anteriores, calcule su valor promedio y estime la desviación estándar de la muestra. Tabla 5.2: Valores estadísticos de capacidad calorífica del agua No. 1 2 3 4 5

K

𝐾𝑝𝑟𝑜𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜

𝑆𝑚

Conclusiones:

Bibliografía:

1. Houghton Miffin Company®. http://woodlawnschool.pbworks.com/w/file/fetch/13199970/Calorimetry%20Read%20 Me.pdf 2. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.

Práctica 6 Propiedades molares parciales Objetivo:


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Elaborar una gráfica de una propiedad molar parcial, para el sistema metanol-agua, a partir de datos experimentales de densidad, manteniendo la presión y la tempera tura constantes. Fundamento teórico: El etanol y agua son perfectamente miscibles entre sí. Sin embargo al mezclar estas sustancias no se observa que los hagan en forma aditiva. El volumen molar de una sustancia pura depende de la naturaleza de las moléculas que rodean a la misma. Por ejemplo, como se aprecie en la figura 1, cuando la fracción molar del etanol muy cercana a la unidad, el volumen molar aparente de H 2O es de 14 cm3/mol y no 18 cm3/mol, que tiene el agua cuando esta pura. Entonces 14 cm3/mol es el volumen molar parcial del agua en etanol, bajo las condiciones de mezcla infinitamente diluida. Tal como se observaba en la figura 1, el volumen parcial molar de ambas sustancias depende de la composición de la mezcla. Esto se debe a que el microambiente que rodea cada componente varía desde puro (XA = 1, XB = 0) hasta puro (XA = 0, XB = 1).

Figura 3: Volúmenes molares para etanol (1) / agua (2) a 1 atm Se define el volumen molar parcial de la sustancia, como: 𝑑𝑉 𝑉𝑗 = ( ) 𝑑𝑛𝑗

𝑃,𝑇,𝑛′


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Donde V es el volumen de la mezcla y n´ indica que la composición del otro componente es constante. Esta definición implica que si la composición de la mezcla cambia en dnA para Ay en dnB para B el cambio de volumen total de la mezcla, dV es: 𝑑𝑉 = (

𝑑𝑉 𝑑𝑉 ) 𝑑𝑛𝐴 + ( ) 𝑑𝑛𝐵 = 𝑉𝐴 𝑑𝑛𝐴 + 𝑉𝐵 𝑑𝑛𝐵 𝑑𝑛𝐴 𝑃,𝑇,𝑛𝐵 𝑑𝑛𝐵 𝑃,𝑇,𝑛𝐴

Puede observarse que el volumen parcial molar es la derivada parcial del volumen de la mezcla respecto al componente, manteniendo constantes las demás variables. La forma de medir una propiedad molar parcial, es ver la variación de la propiedad en función de uno de los componentes de la mezcla y calcular la derivada para cada composición, como se muestra en la figura 2. Una vez encontrada la variación de la propiedad con la composición, se ajusta esta con una ecuación empírica y luego el volumen parcial molar se determina por diferenciación. En el ejemplo de la figura 2, se encontró que: 𝑉 = 𝐴̅ + 𝐵̅ 𝑛𝐴 + 𝐶̅ (𝑛𝐴2 − 1) Donde 𝐴̅ , 𝐵̅ 𝑦𝐶̅ son constantes empíricas del sistema. Luego el volumen molar parcial de A se calcula como: 𝑉𝐴 = (

𝜕𝑉 ) = 𝐵 + 2 𝐶𝑛𝐴 𝜕𝑛𝐴 𝑃,𝑇,𝑛 𝐵

Figura 4. Método de la derivada para el cálculo del volumen molar.

Materiales y reactivos: Materiales Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Vasos de precipitado de 250 mL Picnómetro 2 buretas de 25 mL

Termómetro Varilla de vidrio Reactivos CH3OH

H2O Procedimiento:

1. Numere los vasos del 1 al 7. 2. En cada uno de los vasos añadir 5 mL de agua destilada. Agregue en cada vaso una cantidad diferente de metanol, las cuales serán: 1, 3, 4, 6, 16, 20, y 24 respectivamente. En ambos casos utilice una bureta. Mezcle el contenido de cada vaso para homogenizar las soluciones. 3. Mantenga los tubos en un baño de agua, registre la temperatura del baño. 4. Determine la densidad de cada una de las soluciones. Resultados: Calcule la masa en gramos para cada uno de los componentes en su estado puro, calcule el número de moles para cada caso y el número de moles totales. Reporte sus resultados en la siguiente tabla: Tabla 6.1: Determinación de numero de moles Tubo

Masa de metanol (A)

Masa de agua (B)

nA

nB

nT

1 2 3 4 5 6 7 Con la información anterior, calcule la fracción del metanol (x A), la fracción mol del agua (xB) y el peso molecular promedio (PMP), para cada solución. Tabla 6.2: Determinación de peso molecular promedio Tubo

xA

xB

PMP

1 Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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2 3 4 5 6 7 Calcular la densidad (𝜌) y el volumen molar total (𝑉̂ )para cada una de las sustancias. Para el caso del volumen molar total considere que: 𝑉̂ =

𝑃𝑀𝑃 𝜌

Tabla 6.3: Determinación de densidad y volumen molar total Tubo

̂ 𝑽

𝝆

1 2 3 4 5 6 7 Elabore un grafico 𝑉̂ 𝑣𝑠 𝑥𝐴 . Utilizando un software estadístico ajuste esta curve a un polinomio de segundo grado y determine los coeficientes, presente en la misma grafica la curva obtenida e índice el coeficiente de regresión. Con la ecuación obtenida, calcule para las siguientes fracciones molares de etanol el volumen teórico de la mezcla (𝑉̂ ) y con la primera derivada del polinonio ajustado obtenga el valor numérico de las derivadas para las mismas concentraciones. Con los resultados de los cálculos complete la siguiente tabla:

Tabla 6.4: Determinación de primera derivada 𝒙𝒆𝒕𝒂𝒏𝒐𝒍

̂𝒄 𝑽

̂ 𝝏𝑽 ( ) 𝝏𝒏𝟐 𝑻,𝑷,𝒏

𝟏


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0.0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 Calcule los valores de los volúmenes parciales para el metanol y el agua y complete la siguiente tabla con los resultados, para lo cual utilice las siguientes expresiones: 𝜕𝑉̂ 𝑉̂𝑎𝑔𝑢𝑎 = 𝑉̂𝑐 − ( ) 𝑥 𝜕𝑛2 𝑇,𝑃,𝑛 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 1

𝑉̂𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 𝑉̂𝑐 − 𝑉̂𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑥 𝑎𝑔𝑢𝑎 Tabla 6.5: Determinación de volúmenes molares 𝒙𝒆𝒕𝒂𝒏𝒐𝒍

̂𝒂𝒈𝒖𝒂 𝑽

̂𝒎𝒆𝒕𝒂𝒏𝒐𝒍 𝑽

0.0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 Con los resultados anteriores, represente gráficamente los valores experimentales de la ̂𝒂𝒈𝒖𝒂 y la fracción molar del etanol vs 𝑽 ̂𝒎𝒆𝒕𝒂𝒏𝒐𝒍 , ambas en una fracción molar de etanol vs 𝑽 misma gráfica. Anexe al reporte esta gráfica. Cálculos y notas: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Conclusiones:


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Bibliografía: 1. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.

Práctica 7 Elaboración de diagrama de concentración vs índice de refracción Objetivo:


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Construir un diagrama de concentración contra índice de refracción para el sistema metanol-agua en fase líquida. Fundamento teórico: La refractometría es un proceso de medición, por medio del cual se determina un valor específico de una sustancia: el índice de refracción (o mejor dicho, el índice de refracción para una determinada longitud de onda de luz). El fenómeno de la refracción está basado en el cambio de velocidad que experimenta la radiación electromagnética al pasar de un medio a otro, como consecuencia de su interacción con los átomos y moléculas del otro medio. Dicho cambio de velocidad se manifiesta en una variación en la dirección de propagación. La medida relativa de la variación entre dos medios tomando uno fijo como referencia se le conoce como índice de refracción I.R. y en general está expresado con respecto al aire. El instrumento para medir el índice de refracción, es básicamente un sistema óptico que busca medir el ángulo que se ha desviado la radiación, utilizando para ello dos prismas: uno fijo de iluminación sobre el cual se deposita la muestra y uno móvil de refracción. Los prismas están rodeados de una corriente de agua termo estabilizada, ya que la temperatura es una de las variables que afecta a la medida. Refractómetro de Abe Es el de mayor uso. La ventaja principal es la posibilidad de eliminar la dispersión por medio de un artificio compensador y determinar el índice de refracción para la luz de sodio, con luz de día. Esto aumenta la precisión de los resultados y simplifica extraordinariamente el trabajo con relación a otros instrumentos que exigen el empleo de cámara oscura. Naturalmente, prescindiendo del compensador, puede determinarse también el índice de refracción para la luz monocromática cualquiera. Este instrumento resulta de mucha utilidad práctica en determinaciones de aceites alimenticios, aceites lubricantes, grasas, líquidos orgánicos en general, soluciones azucaradas, alcohólicas, etéreas, cristales de óptica, resinas, plásticos, etc. Para las soluciones azucaradas, el instrumento está, generalmente, graduado para leer concentraciones porcentuales de sacarosa. Este instrumento corresponde al grupo de los que miden el ángulo crítico (ó límite), como medio para determinación del índice de refracción. Estando calibrado a 20ºC y utilizando luz blanca para su iluminación, nos da directamente el índice de refracción para la línea D del sodio (longitud de onda 5.893 A. El intervalo del índice generalmente va desde 1.300 a 1.700, aunque existen Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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instrumentos de uso específico (tal caso de los Butiro refractómetros que miden índice de refracción en mantecas), cuya graduación va desde 1.4179 a 1.4922. El refractómetro Abbe mide ángulos; sin embargo la escala semicircular viene calibrada en índices, permitiendo la lectura con una aproximación de 1.10 -4 y dando con seguridad valores 1.10-2. A pesar de ser este refractómetro el más indicado para líquidos, puede ser utilizado para la medición de índices de refracción de sustancias sólidas. Estos deberán poseer una superficie plana y bien pulimentada. En estas condiciones se colocan sobre el prisma de medición (prisma superior), junto con una gotita de líquido altamente refringente (monobromonaftalina cuyo índice es 1.657) y se mide con luz reflejada. Debido a que esta temperatura debe controlar se, los prismas del aparato tienen una camisa por la que circula agua corriente de un sistema termo estabilizado que controla la temperatura con una constancia de ± 0.02 ºC, y que viene como un opcional del equipo. Junto con la escala de índices viene grabado además una escala que da directamente la concentración de azúcar en soluciones acuosas. Composición del refractómetro El refractómetro se compone, en lo esencial, de las partes designadas en la figura. El cuerpo de prismas, consta, del prisma de iluminación y el prisma de medición. El líquido a examinar se echa, en forma de una capa delgada, entre las caras enfrentadas de los prismas. La luz, que cae sobre el espejo, es reflejada al prisma inferior (prisma de iluminación), atraviesa la capa delgada del líquido a examinar y entra en el prisma superior (prisma de medición). Desde aquí llega al anteojo. Este modo de medir se llama medición por transparencia. Cuando han de medirse muestras muy coloreadas como, por ejemplo, melazas, mermeladas, aceite de alquitrán, etc., quizá ya no será aplicable la medición por transparencia. En este caso se pasa a la medición por medio de la luz reflejada, dejando reflejarse la luz en la cara límite del prisma de medición y de la muestra. Para este fin se quita la tapa circular del cuerpo de prismas. La luz penetra ahora directamente en el prisma de medición, es reflejada en la cara bañada por la muestra y entra después al anteojo. La medición se basa en la observación de la línea límite de la reflexión total. Por lo general, y empleando la luz diurna o la de una bombilla eléctrica, esta línea límite aparece, por de pronto, con una franja coloreada. Esta desaparecerá al manejar el tornillo que gira el sistema compensador, con lo que es posible llevar esta línea límite, ahora incolora, por giro del tornillo que la gradúa sobre el punto de intersección del retículo. Para esta graduación, la lectura en el microscopio da el índice de refracción n D o el contenido de sustancia seca en la muestra examinada. Las monturas de los prismas del refractómetro están protegidas por medio de una capa de cromo. Por lo tanto, y con las precauciones debidas, puede utilizarse el instrumento también para el examen de ácidos débiles. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Todo lo descrito hasta aquí es en líneas generales, dado que cada instrumento de uso específico podrá tener un mayor o menor grado de sofisticación técnica, según el ambiente de uso, tipo de análisis, etc., que variará de acuerdo al fabricante del mismo Procedimiento previo


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Ajuste de la escala del Refractómetro Abbe 1. Colocar de 2 a 3 gotas de agua destilada en la superficie del prisma principal con una pipeta. 2. Cierre el prisma secundario y observa a través del ocular. 3. Ajusta la escala a 1.333. Medición del índice de refracción de las soluciones 1. Abrir el prisma secundario, este debe estar completamente seco antes de realizar una lectura, y colocar de 2 a 3 gotas de solución en el centro de la superficie del prisma. 2. Cierra cuidadosamente el prisma secundario 3. Observa por el ocular, gira la perilla de compensación de color hasta que aparezca una línea clara y definida en el campo de visión 4. Gira la perilla de medición alineando la línea delimitadora con las líneas de intersección (ajuste claro y oscuro al centro) 5. Mover la palanca de la parte inferior izquierda y leer en la escala superior el índice de refracción y repetir la operación en función del número de soluciones a usar. Materiales y reactivos 2 Pipetas graduadas de 5 mL Termómetro

Metanol

Materiales Refractómetro

Reactivos Agua

Procedimiento: 1. Utilizando una bureta para cada una de las sustancias, preparare siete soluciones de metanol-agua en tubos de ensaye, donde el volumen de metanol es (0.04, 0.1, 0.2, 0.4, 0.6, 0.9 y 0.96 ml) y el del agua (0.96, 0.9, 0.8, 0.6, 0.4, 0.1 y 0.04 ml). Una vez preparados póngalos en un baño de agua a 25 ◦C y espere 15 minutos para que la temperatura de todos los tubos sea la misma, con un termómetro verifique la temperatura del baño. 2. Utilizando el refractómetro, mida el índice de refracción para cada mezcla, determine el índice para los componentes puros; con los datos obtenidos complete la siguiente tabla:


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Tabla 7.1: Determinación de índice de refracción Tubo 1 2 3 4 5 6 7

Metanol mL

Agua mL

Índice de refracción

0.04 0.96 0.1 0.9 0.2 0.8 0.4 0.6 0.6 0.4 0.9 0.1 0.96 0.04 Metanol puro Agua pura

Resultados: 

Investigue el valor de la densidad a 25◦ C, reporte en la siguiente tabla: Sustancia Metanol Agua



Densidad (unidades)

A partir de los datos de densidad investigados, calcule los moles presentes del metanol y del agua, con esta información obtener las fracciones molares de cada componente; con los datos obtenidos de los dos puntos anteriores y los valores del índice de refracción obtenido anteriormente completar la siguiente tabla :

Tabla 7.2: Determinación de fracciones molares e índices de refracción Tubo 1 2 3 4 5 6 7



Metanol mL Agua mL Metanol puro 0.04 0.96 0.1 0.9 0.2 0.8 0.4 0.6 0.6 0.4 0.9 0.1 0.96 0.04 Agua pura

nmetanol

nagua

xmetanol

xagua

I.R.

A partir de los datos de la tabla, elabore un gráfico I.R. contra x metanol.


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Cálculos y notas:


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Conclusiones

Bibliografía 1. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015. 2. Guía del usuario Refractómetro Abbe 5 Bellingham + Stanley


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Práctica 8 Elaboración de diagrama de equilibrio T – x - y Objetivo: Obtener experimentalmente un diagrama T x-y para una sistema metanol-agua. Fundamento teórico: Mezclas binarias vapor-líquido Para mezclas vapor-líquido de componentes A y B, se sabe que el número de grados de libertad es dos, es decir solo se necesita fijar dos variables para establecer el estado del sistema. Las dos variables independientes se pueden seleccionar entre T,P, y, puesto que ambas fases líquido y vapor están presentes, la concentración de uno de los componentes en el vapor es yA y en el líquido xA . Las concentraciones de B, xB e yB , no son variables independientes, puesto que xA + xB = 1 e yA + yB = 1. Si la presión está especificada, solamente queda una variable independiente (T, xA o yA ). Se pueden construir cuatro diagramas de equilibrio isobárico (presión constante) interviniendo las variables T, x e y: T − y, T − x, T− x − y combinados y x −y . En la figura siguiente se muestran los diagramas esquemáticos T− x − y y x −y para un sistema vaporlíquido de dos componentes. En la figura a) las temperaturas TA y TB son los puntos de ebullición de los componentes A y B puros a una presión determinada. La curva inferior que conecta TA con TB es la curva isobárica de la temperatura del punto de burbuja (líquido saturado). La curva superior que conecta TA con TB es la curva de la temperatura del punto de rocío (vapor saturado). Cuando un líquido “subenfriado”, de composición xA y temperatura T0, se calienta hasta T1, se producirá la primera burbuja de vapor en equilibrio con una composición yA. Contrariamente, un vapor sobrecalentado de composición yA y temperatura T2 condensará al enfriarlo hasta T1, siendo xA la composición de la primera gota de líquido. La figura a) muestra también que, en general, la vaporización o condensación completa de una mezcla binaria tiene lugar en un intervalo de temperatura en vez de hacerlo a una temperatura dada como en el caso de una substancia pura.


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Figura 5: Diagrama de fase de una sustancia pura Es importante observar que, puesto que solo hay dos grados de libertad, y la presión está fijada, la especificación de tan sólo una variable termodinámica adicional define completamente una mezcla binaría vapor-líquido. Si la composición del líquido es xA , tanto la composición de la fase de vapor yA como la temperatura del punto de burbuja T1 quedan fijadas. La figura b), un diagrama x – y de equilibrio vapor-líquido, es una forma alter-nativa de presentar parte de la información de la figura a). Aquí cada punto de la curva de equilibrio x − y está a una temperatura diferente pero no especificada. La figura b) es ampliamente utilizada para el cálculo de etapas de equilibrio aun cuando contiene meno s información que la figura a). Ley de Raoult para el equilibrio vapor-líquido de soluciones ideales Si dos o más especies líquidas forman una disolución líquida ideal con una mezcla de vapor en equilibrio, la presión parcial, p1, de cada componente en el vapor es proporcional a su fracción molar en el líquido, x1. La constante de proporcionalidad es la presión de vapor, Pisat , de la especie pura a la temperatura del sistema, y esta relación recibe el nombre de ley de Raoult, en honor del científico francés que la descubrió. 𝑝𝑖 = 𝑃𝑖𝑠𝑎𝑡 𝑥 𝑖 Además, a presiones bajas, es decir cercanas a una atmósfera, es aplicable la ley de Dalton para la fase de vapor, y 𝑝𝑖 = 𝑃𝑦𝑖 Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Donde P es la presión total e yi la fracción molar en la fase de vapor. Combinando las ecuaciones anteriores se obtiene: 𝑃𝑖𝑠𝑎𝑡 𝑦𝑖 = 𝑥 𝑃 𝑖 Con esta ecuación solamente es preciso conocer las presiones de vapor de los componentes puros para establecer la relación de equilibrio vapor-líquido. Para sistemas que presentan diferentes interacciones entre los constituyentes de la fase líquida se producen desviaciones de la ley de Raoult. A veces la interacción toma la forma de una fuerte repulsión, tal como ocurre entre hidrocarburos y agua. En un sistema líquido binario de los componentes A y B, si estas repulsiones conducen a una inmiscibilidad prácticamente completa, la presión total sobre las do s fases líquidas es la suma de las presiones de vapor de los componentes individuales. 𝑃 = 𝑃𝐴𝑠𝑎𝑡 + 𝑃𝐵𝑠𝑎𝑡

Materiales y reactivos

Matraz de dos bocas Refrigerante 8 matraces Erlenmeyer de 125 mL H2O

Materiales Soporte universal Pipeta graduada de 10 y probeta de 100 mL Refractómetro Reactivos CH3OH


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Procedimiento 1. Preparar 8 mezclas metanol- agua donde el volumen del metanol es: 0, 1.5, 6, 12, 15, 21, 27 y 30ml y para el agua 30, 28.5, 24, 18, 15, 9, 3 y 0 ml, respectivamente. 2. Montar el equipo de destilación, que se muestra en la figura 6; destilar cada una de las mezclas y tomar la temperatura de ebullición 𝑇𝑒𝑏 respectivamente.

Figura 6: Diagrama del equipo de destilación 3. Tomar el destilado de cada muestra y obtener su índice de refracción, I.R. Con los datos obtenidos complete la siguiente tabla: Mezcla Metanol mL Agua mL Teb I.R 1 0 30 2 1.5 28.5 3 6 24 4 12 18 5 15 15 6 21 9 7 27 3 8 30 0 NOTA: Una vez que se produzca el primer destilado, desechar las primeras gotas y verificar la temperatura en ese instante.


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Resultados: 



Con la información de las mezclas que se destilaron, calcule las fracciones molares correspondientes, de la forma anteriormente realizada, estas serán consideradas como las fracciones de fase líquida. Con los valores que se encontraron del índice de refracción, para cada una de los destilados, localice en la curva de calibración la composición relacionada; este valor de composición estará asociado con la fase vapor. Con la información de estos dos puntos, complete la siguiente tabla:

Tabla 8.1: Determinación de fracciones molares en fase liquida y vapor Mezcla 1 2 3 4 5 6 7 8  

Teb

Fracciones de fase liquida Xmetanol Xagua

Fracciones de fase vapor Ymetanol Yagua

Con los datos de Teb y las fracciones vapor y liquidas del metanol, construya un diagrama T - x - y. Con los datos de las fracciones de líquido y vapor del metanol, construya una gráfica x - y.

Cálculos y notas:


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Conclusiones

Bibliografía 1. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


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Práctica 9 Coeficiente de Reparto Objetivo: Determinar la constante de reparto de una sustancia (ácido acético) entre dos fases inmiscibles (agua y éter) y conocer la dependencia del valor de la constante de reparto con la concentración inicial del ácido. Fundamento teórico: Cuando una sustancia se distribuye entre dos líquidos miscibles entre sí o ligeramente miscibles, la relación de las concentraciones de dicha sustancia en las dos fases será constante, independientemente de la cantidad de soluto que se disuelva o d el volumen de líquido empleado. Esta distribución está sujeta a las siguientes condiciones: a) El reparto se debe efectuar a temperatura constante durante todo el proceso, puesto que la temperatura influye sobre la cantidad de soluto disuelta en cada líquido, de forma que para cada temperatura de trabajo el equilibrio de distribución del soluto en los distintos disolventes será distinto. b) No debe producirse ninguna reacción química entre ninguno de los componentes del sistema, ya que si se forma un nuevo producto, esto falsearía los datos referidos a las concentraciones del soluto inicial. c) Las disoluciones deben ser diluidas. A altas concentraciones aparecen interacciones entre soluto y disolventes que interfieren en la proporción en la que el soluto se distribuye en las distintas fases. Bajo estas condicionantes podemos formular la siguiente ley de distribución: 𝐾=

𝐶1 𝐶2

Donde C1 es la concentración del soluto en la fase I, C2 es la concentración del soluto en la fase II y K es la constante adimensional denominada Coeficiente de Reparto (también se le puede denominar constante de Distribución o de Partición).

A efectos prácticos, esta ley permitiría predecir la concentración final de soluto en las Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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distintas fases, siempre y cuando conozcamos el valor del Coeficiente de Reparto para un sistema determinado y estemos trabajando bajo las condicionantes en las cuales se cumple esta ley de distribución. Materiales y reactivos:

2 matraces volumétricos 100 mL 8 vasos de precipitado de 125 mL Embudo CH3COOH NaOH

Materiales 2 Probetas 50 mL 2 Pipetas volumétricas de 5 mL Perilla Reactivos H2O (C2H5)2º

Procedimiento: 1. 2. 3. 4.

Preparar 50 ml de disolución acuosa de ácido acético 0.5 M. Se prepararan tres mezclas En la primera muestra se añadirán 10 ml de ácido acético 0.5 M. Para la segunda muestra se utilizarán 5 ml de ácido acético 0.5 M y 5 ml de agua destilada, con lo que la concentración final de la muestra será de 0.25 M. 5. En el caso del tercero se añadirán 2.5 ml de ácido acético 0.5 M y 7.5 ml de agua destilada, para este caso se tendrá una concentración de 0.125 M 6. Agregue 8 ml de éter etílico, en cada caso, agitar y dejar reposar hasta que se separaren dos fases. Dejar que repose el matraz, al menos 10 minutos. 7. Preparar una solución de hidróxido de sodio 1 M. 8. Se toma 2 alícuotas de 5 ml de la fase acuosa y de la fase orgánica. 9. A las muestras de fases orgánicas y acuosas, se le agregan unas cuantas gotas de fenolftaleína, para empezar a ser tituladas con la solución del hidróxido de potasio. 10. Una vez tituladas las muestras orgánicas y acuosas, se mide el volumen gastado de hidróxido de potasio. Escriba en la tabla los resultados obtenidos: Tabla 9.1: Valoraciones de fases acuosa y orgánica. Muestra

Fase acuosa mL gastados

Fase orgánica mL gastados

1 2 3


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Resultados 



Determinan las concentraciones y obtener el coeficiente de reparto. Conocido el volumen de hidróxido de sodio gastado, las concentraciones de ácido acético se calculan aplicando la ecuación: C1V1 = C2V2 Una vez calculadas las molaridades de ácido acético para cada una de las distintas fases, calcular el valor del coeficiente de reparto (usar el valor medio o btenido en las muestras) 𝑀 𝐾= 1 𝑀2 Donde M1 = concentración del ácido acético existente en la fase acuosa, y M2 = normalidad del ácido existente en la fase etérea.



En la siguiente tabla escriba sus resultados y calcule un coeficiente promedio con su desviación.

Tabla 9.2: Determinación de coeficientes de reparto Muestra 1 2 3

K

K±σ

Cálculos y notas:


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Conclusiones:

Bibliografía: 1. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015. 2. “Apuntes científicos” 2011-2012, UVM Coyoacán. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Práctica 10 Diagrama de equilibrio ternario del sistema cloroformo/ agua /ácido acético Objetivos:   

Estudiar las relaciones de solubilidad del sistema de tres componentes: cloroformo – ácido acético–agua. Trazar la curva de solubilidad (binodal) en un diagrama triangular para el sistema ternario a estudiar. Determinar las líneas de reparto en el sistema.

Fundamento teórico: El ácido acético y el agua son dos especies totalmente miscibles entre sí. Es decir, con independencia de las proporciones empleadas, el resultado de mezclar estos dos componentes es siempre una disolución homogénea. Lo mismo ocurre con el sistema formado por ácido acético y triclorometano (cloroformo). Cualesquiera que sean las proporciones empleadas, estos dos componentes son totalmente miscibles y por tanto forman una disolución homogénea. La condición para que dos especies sean totalmente miscibles es que sus moléculas tengan naturalezas similares. Siendo así, el nuevo sistema formado por una disolución, en las que las moléculas de una especie están rodeadas por las de la otra, está favorecido termodinámicamente frente a la permanencia de los dos sistemas iniciales por separado. El sistema formado por agua y triclorometano es totalmente diferente. Estos componentes son prácticamente inmiscibles, lo que quiere decir que cuando se mezclan no se disuelven el uno en el otro. La naturaleza microscópica de sus moléculas es muy distinta y se repelen. Como resultado, los dos líquidos se mantienen separados formando dos fases diferentes. Es decir, termodinámicamente resulta más estable mantener los dos sistemas por separado que constituir un hipotético nuevo sistema en el que las moléculas de una especie estén rodeadas por las de la otra.


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Acido acetico Miscible con

Miscible con

Triclorometano

Agua Inmiscibles

Supongamos que a una mezcla bifásica formada por agua y triclorometano se le añade un poco de ácido acético. Como el ácido acético es soluble en ambas especies, se disuelve en las dos fases. Éstas permanecen inmiscibles, sin embargo se ha dado un cambio cualitativo importante. Ahora las fases no están constituidas por componentes puros, sino que ambas son disoluciones de dos componentes que contienen uno en común, el ácido acético, en concentraciones muy pequeñas. Si continuamos añadiendo ácido acético, las fases se van haciendo cada vez más concentradas en este componente. A nivel molecular, en la fase inicialmente formada por triclorometano, cada vez existen más moléculas de esta especie rodeadas por las de ácido acético. Algo similar ocurre en la fase acuosa donde los iones acetato se distribuyen entre moléculas de agua. Alcanzada una concentración límite de ácido acético, el sistema sufre un cambio sustancial y pasa de ser bifásico, a estar constituido por una sola fase (figura 1 ). Este hecho se explica porque las moléculas de triclorometano y las de agua, se mantienen alejadas entre sí, separadas por una extensa región de iones acetato. El nuevo sistema constituye una configuración termodinámicamente más estable que la representada por ambas disoluciones por separado.


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Sistema bifásico Sistema monofásico homogéneo Tres Componentes Tres Componentes

Figura 7. Componentes en sistema bifásico y monofásico La cantidad de ácido acético necesaria para transformar el sistema bif ásico en uno homogéneo depende de las proporciones iniciales de triclorometa no y agua. Es decir, una mezcla bifásica que contiene inicialmente un 10% de triclorometano y un 90% de agua, requiere una cantidad de ácido acético diferente que una mezcla bifásica con 50% de triclorometano y 50% de agua.

Figura 8: Diagrama de solubilidad del sistema cloroformo-agua-ácido acético Si se representan en un diagrama triangular, en términos de porcentaje en masa, las concentraciones de los tres componentes correspondientes al instante en el que el sistema se transforma en una sola fase, se obtiene la curva de solubilidad (figura 8). El área que queda por debajo de esta curva representa a todas las mezclas de estos tres componentes, que dan lugar a dos fases. El área que queda por encima, representa por lo tanto, las proporciones que una vez mezcladas dan sistemas homogéneos con una sola fase. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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El diagrama triangular El diagrama triangular, constituye la representación más adecuada para sistemas ternarios como el descrito. Cada vértice representa el 100% en peso de un componente, mientras que las bases opuestas a éstos, representan proporciones del 0 % de ese componente. En base a esta información y para familiarizarse con el uso del diagrama triangular, identifique cada punto representado en la figura 9, con las concentraciones que se muestran en la siguiente tabla.

Figura 9. Diagrama de solubilidad Cloroformo, ácido acético y agua Tabla 10.1: Porcentajes de solubilidad de la mezcla Cloroformo, ácido acético y agua A B C D E F G H I J

Ácido Acético 100% 0% 0% 80% 0% 30% 80% 40% 10% 25%

Triclorometano 0% 0% 100% 0% 50% 70% 10% 30% 70% 20%


Agua 0% 100% 0% 20% 50% 0% 10% 30% 20% 55%

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Rectas de reparto En el diagrama triangular el área que queda por debajo de la curva de solubilidad, aporta información sobre las proporciones de los componentes cuya mezcla da lugar a dos fases diferentes. Una de las fases es rica en agua por lo que se denomina fase acuosa. La otra es rica en triclorometano y se denomina fase orgánica. Ambas fases son transparentes, sin embargo, en un sistema bifásico, se observa la existencia de una frontera física que las mantiene separadas, una sobre la otra.

Figura 10. Líneas de reparto del diagrama de solubilidad La densidad del agua a 20º C es de aproximadamente 1 g / ml mientras que la del triclorometano es de 1.48 g / ml. Con esta información usted debería intuir cuál de las fases se sitúa en la zona inferior y cuál en la superior. Imagine que mezcla las proporciones dadas por el punto K de la figura 4. Como está incluido dentro del área limitada por la curva de solubilidad, esta mezcla origina dos fas es. La fase situada en la zona inferior es rica en triclorometano, pero contiene también agua y ácido acético. Su composición viene dada por el punto *K. La fase superior es la acuosa y también contiene triclorometano y ácido acético. Su composición la da el punto K*. Los puntos *K y K*, se sitúan en los extremos de una recta que pasa por el punto K. Esta línea se denomina recta de reparto. Las rectas de reparto se obtiene n experimentalmente y no existe una metodología teórica, a partir de la cual, se puedan conocer. Todo punto de la región que queda por debajo de la curva de solubilidad, da lugar a una recta de reparto. Éstas no tienen por qué ser paralelas entre sí ni a la base del triángulo. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Materiales y reactivos

2 vasos de precipitado de 50 mL 2 buretas de 25 mL 5 matraces Erlenmeyer CHCl3 NaOH 1N

Materiales 2 pipetas volumétricas de 5 y 10 mL 1 embudo de separación Soporte y pinzas Reactivos H2O CH3COOH glacial

Procedimiento: 1. Determinar la densidad del cloroformo, ácido acético y agua puros. 2. Montar las buretas con Ácido acético, agua y cloroformo. Parte 1: 1. En los matraces Erlenmeyer preparar las siguientes soluciones (ml): Ácido acético 9.9 9.0 8.25 6.75 5.25 3 2 Cloroformo 0.6 1 1.75 3.25 4.75 6.5 8 2. A cada tubo se le agregará agua destilada por medio de una bureta, gota a gota hasta la aparició n de turbidez. Despué s de cada gota adicionada deberá agitarse la mezcla y observarse la apariencia. 3. Registrar el volumen gastado de agua para cada solución. 4. Llevar un registro adecuado de los experimentos, con estos datos se construir á la isoterma correspondiente. Parte 2. 1. Para determinar las líneas de unió n, colocar en dos embudos de separació n marcados con A y B las siguientes mezclas: Sustancia Embudo A Embudo B Cloroformo 10 7 Acido acetico 3.5 7.5 Agua 6.5 5.5 2. Agitar ambas mezclas durante 30 min de manera continua liberando ocasionalmente el exceso de presió n interna, despué s de este tiempo dejar reposar durante 15 min.


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3. Separar la fase eté rea de la fase acuosa, medir el volumen total y la densidad de cada fase (empleando el picnó metro). Valorar el contenido de á cido acé tico en cada fase de acuerdo con 4. 4. omar con una pipeta 0.1 ml de cada fase y colocarla en un matraz erlenmeyer, adicionar 50 ml de agua destilada y titular con NaOH 0.1N valorado previamente, empleando fenolftaleína como indicador. 5. El punto anterior hacerlo por duplicado tanto para la fase orgá nica como para la acuosa. Precauciones: Tener cuidado en el manejo del ácido y del cloroformo pues son sustancias peligrosas y tienen un olor irritante, por lo mismo deberán usarse rápido pero cuidadosamente. NOTA IMPORTANTE: Se debe obtener el dato de masa para la fase orgánica y la fase acuosa para poder real izar las líneas de reparto. Cálculos Datos generales: [NaOH]= 0.5M 𝜌𝑎𝑔𝑢𝑎 = 1 g/mL 𝜌𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜𝑓𝑜𝑟𝑚𝑜 = 1.4 g/mL 𝜌𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑖𝑐𝑜 = 1.05 g/mL * *Corroborar dato Fase

Volumen total de la fase mL

Masa de las fases g

Densidad de Volumen de la fase g/mL la alícuota mL

Gasto NaOH mL

Fase Orgánica A Fase Acuosa A Fase Orgánica B Fase Acuosa B Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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ISOTERMAS DE EQUILIBRIO DE FASES EN SISTEMAS DE TRES COMPONENTES. 1. Construir en papel logarítmico dos grá ficas triangulares para sistemas de tres componentes (Gibbs Roozeboom) una para el sistema cloroformo -á cido acé tico- agua a temperatura ambiente. 2. Determinar el porcentaje de cada uno de los componentes para cada mezcla en el equilibrio, Por ejemplo: Si se tienen 18.8 ml de á cido acé tico que corresponden a 19.73 g, 1.2 ml de cloroformo, que equivalen a 1.74 g y se obtuvo un gasto de 1.5 ml de agua destilada que equivalen a 1.50 g, la suma de 22.96 g corresponder á al 100%. 3. Ubicar cada uno de estos puntos en las grá ficas correspondientes para cada sistema y cada temperatura, y unir los puntos de tal manera que se aprecie la curva de equilibrio como la que se ilustra en la Figura 2. DETERMINACIÓN DE LAS LÍNEAS DE UNIÓN. 4. Con los resultados de la titulació n con NaOH determinar la cantidad total de á cido acé tico en cada una de las fases. 5. Con las densidades y el volumen medido de cada una de las fases, determinar el porcentaje de á cido acé tico presente en cada fase. 6. Como cada sistema heterogé neo (recordar que son dos experiencias similares) se encuentra en equilibrio, marcar las cuatro concentraciones porcentuales de á cido acé tico obtenidas, en el cruce con la curva de equilibrio de fases a temperatura ambiente que se construyó con los datos del experimento anterior (grá fica del sistema á cido acé ticocloroformo-agua). Marcar así mismo, las concentraciones porcentuales de á cido acé tico, cloroformo y agua agregados inicialmente para cada uno de los dos experimentos. 7. Los puntos localizados en el inciso anterior deben definir dos líneas rectas que reciben el nombre de líneas de unió n. Trazarlas sobre la grá fica. Nota: Todos los porcentajes deben tomarse masa a masa (m/m), nunca volumen a volumen (v/v), tampoco masa a volumen (m/v) o viceversa.


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Notas:


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Resultados 1. Construir el diagrama ternario con los datos obtenidos anteriormente y anexarlo al reporte. 2. ¿Qué diferencia se observaría en las grá ficas si se modifica la temperatura del experimento? y ¿Có mo puede interpretarse este fenó meno? 3. Entre las grá ficas a la misma temperatura pero diferentes sistemas, ¿qué similitudes y qué diferencias pueden existir? 4. Qué pasa con un sistema que tenga una composició n ubicada por encima de la isoterma, o bien por debajo de la misma? ¿Qué sucede cuando la composició n del sistema se encuentra ubicada en la línea que define la isoterma de equilibrio? 5. En el caso de las líneas de unió n, ¿los puntos encontrados fueron colineales?, si no fuese el caso ¿a qué se pueden atribuir ademá s de los consabidos errores experimentales y aleatorios? 6. Conceptualmente, ¿có mo pueden interpretarse las líneas de unió n? Sustente sus conclusiones haciendo uso de las referencias bibliográ ficas pertinentes.

Conclusiones

Bibliografía 1. Fisicoquímica Ira Levine 4 edición 2. Physico-chemical analysis of molten electrolytes Vladimír Daněk. 3. Physicochemical thermodynamics of substance. Peter Buhler, Peter Buhler. 4. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


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Sección 2

Equilibrio, Cinética química y electroquímica


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Práctica 11 Determinación de la concentración de cafeína en muestra comercial. Objetivo: Determinar la concentración de cafeína en muestras de café comercial soluble y descafeínado por absorción en la región ultravioleta. Fundamento teórico: La cafeína es un alcaloide que se encuentra comúnmente en el café o en el té. El café contiene de 1 a 2% de cafeína; el té contiene de 2 a 3%. Se sabe que la cafeína tiene capacidad estimulante, el mecanismo fisiológico a través del cual actúa aún no se comprende por completo, se sabe que este compuesto actúa sobre el sistema nervioso central, estimulándolo. Hoy en día son muchos los productos en el mercado que contienen cafeína, por ejemplo las bebidas gaseosas, cuyo consumo es masivo. La presente práctica describe en su primera parte, el procedimiento de extracción y purificación, para concluir con una técnica p ara su identificación y cuantificación por dos métodos, uno de valoración en medio no acuoso y el otro por espectrofotometría ultravioleta (UV). Apariencia: Sin olor, en forma de agujas blancas o polvos. Propiedades químicas La cafeína es un alcaloide de la familia metilxantina, cuyos metabolitos incluye los compuestos teofilina y teobromina, con estructura química similar y similares efectos (aunque de menor intensidad a las mismas dosis). En estado puro es un polvo blanco muy amargo. Su fórmula química es C 8H10N4O2, su nombre sistemático es 1,3,7-trimetilxantina o 3,7-dihidro-1,3,7-trimetil-1H-purina-2,6-diona y su estructura puede verse en los diagramas incluidos.

Figura 11: Mecanismo de acción de la cafeína Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Moléculas de: cafeína (izq.), AMPc (centro) y adenosina (der) El principal modo de acción de la cafeína es como un antagonista de los receptores de adenosina que se encuentran en las células del cerebro. La cafeína cruza fácilmente la barrera hemato encefálica que separa a los vasos sanguíneos del encéfalo. Una vez en el cerebro, el principal modo de acción es como un antagonista no selectivo del receptor de adenosina. La molécula de cafeína es estructuralmente similar a la adenosina y por lo tanto se une a los receptores de adenosina en la superficie de las células sin activarlos (un mecanismo de acción "antagonista"). Entonces, tenemos que la cafeína un inhibidor competitivo.

Bebida/Sustancia

Cafeína (mg)

Taza de café Taza de café soluble

90-150 60-80

Taza de té Mate Vaso de cola Barra de chocolate Analgésico (tableta)

30-70 25-150 30-45 30 30

Materiales y reactivos: Materiales Espectro UV-VIS 4 pipetas volumétricas 10 mL

Vasos de precipitado 50 mL Vidrio de reloj Reactivos

NaOH Metanol

Muestra de Café comercial

Procedimiento: 1.- Prepara una solución estándar con .005g de cafeína disuelta en 10 mls de metanol, agrega 3 gotas de NaOH 4M y calienta en un vaso cubierto durante 15 minutos en un baño de vapor, enfría y afora a 500 mls, esta solución contiene 10 ppm de cafeína. 2.-Repite el paso 1 con 0.5 g de café soluble comercial, esta solución contiene 0.8 -1.2 ppm de cafeína. (Muestra problema) 3.-Obtenga el espectro de absorción de esta solución haciendo un barrido entre longitudes de onda de 200-350 nm


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4.- Prepara estándares de curva de calibración aforando a 50 mls, realiza la lectura del blanco y muestra problema a la mayor longitud de onda de absorción. Tabla 11.1: Longitud de onda para estándar de café soluble Muestra

cafeína 10ppm

Agua

X ppm

1.Blanco(10 mls etanol,3 gotas NaOH

0

40

0

2

4

46

3

5

45

4

6

44

5.Problema

0

0

Ya ………..nm

5.-De la solución 10 ppm de cafeína prepara una solución 0.1 ppm 6.- Repite el paso 1 con 0.5 g de café soluble descafeínado, esta solución contiene 0.0140.035 ppm de cafeína. 7.- Prepara estándares de curva de calibración aforando a 50 mls, realiza la lectura del blanco y muestra problema a la mayor longitud de onda de absorción. Tabla 11.2: Longitud de onda para estándar de café soluble descafeinado. Muestra

cafeína 10ppm

Agua

X ppm

1.Blanco(10 mls etanol,3 gotas NaOH

0

40

0

2

10

40

3

15

35

4

20

30

5.Problema

0

0


Ya ………..nm

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Resultados: Incluya: El espectro de absorción de cafeína Gráficas de calibración y ajuste por mínimos cuadrados Concentración en M y ppm de las muestras de café. Conclusiones:

Referencias: 1.- Higson P.J. Química analítica. Editorial Mc Graw Hill.2004 2. Isabel Cabello L., Ninosca Callo C., Víctor Hugo Doroteo; La cafeína: un estimulante natural; revista de química vol.XII, No.1, Junio 1998. Lima, Perú. 3. Manual de Prácticas, Departamento de Ingeniería Química, Análisis Instrumenta, QBr.Rosa Herrera Aguilera, Instituto Tecnológico de Chihuahua


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Práctica 12 Determinación del orden de una reacción Objetivo: Determinar el orden de una reacción por el método integral, para la reacción de halogenación de acetona en medio acido. Fundamento teórico: Una ecuación cinética caracteriza a la velocidad de reacción y su forma puede provenir de consideraciones teóricas o ser simplemente el resultado de un procedimiento empírico de ajuste de curvas. En ambos casos, el valor de los coeficientes cinéticos de la ecuación solamente pueden determinarse por vía experimental, ya que en la actualidad resultan inadecuados los modelos de predicción. La determinación de la ecuación cinética suele realizarse, mediante un procedimiento en dos etapas: primero se determina la variación de la velocidad con la concentración a temperatura constante, y después la variación de lo s coeficientes cinéticos con la temperatura, para obtener la ecuación cinética completa. Los aparatos para obtener los datos empíricos pueden clasificarse en dos tipos: reactores discontinuos o por cargas, y reactores de flujo. El reactor discontinuo es simplemente un recipiente en el que están contenidas las sustancias mientras reaccionan; lo que hemos de determinar es la extensión de la reacción para diversos tiempos, que puede seguirse por varios caminos, por ejemplo: 1. Siguiendo la marcha de la concentración de un determinado componente. 2. Siguiendo la variación de alguna propiedad física del fluido, tal como la conductividad eléctrica o el índice de refracción. 3. Siguiendo la variación de la presión total, en un sistema a volumen constante. 4. Siguiendo la variación del volumen, en un sistema a presión constante. El reactor discontinuo experimental suele operar isotérmicamente y a volumen constante, debido a la fácil interpretación de los resultado s experimentales procedentes de las experiencias efectuadas en estas condiciones. Este reactor es un dispositivo relativamente sencillo, adaptable a experiencias de laboratorio en pequeña escala y necesita sólo pequeños instrumentos o aparatos auxiliares; es el dispositivo preferido para la obtención de datos cinéticos en sistemas homogéneos. Para analizar los datos cinéticos se emplean dos métodos: el integral y el diferencial. En el método integral seleccionamos una forma de ecuación cinética. Una vez integrada esta ecuación, de su forma se deducen las coordenadas que han de tomarse para que la representación del tiempo frente a una función de la Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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concentración sea una recta. Si los datos experimentales se distribuyen sobre una recta, decimos que es satisfactoria la ecuación cinética seleccionada. En el método diferencial ensayamos directamente el ajuste de la expresión cinética a los datos, sin integración alguna. Sin embargo, como esta expresión es diferencial, antes de intentar el procedimiento 𝑑𝐶

de ajuste hemos de calcular los valores de ( 𝑑𝑡 ) a partir de los datos. Método integral de análisis de datos Procedimiento general: En el método integral de análisis se ensaya siempre una ecuación cinética particular, se integra y se comparan los datos calculados de concentración (C) frente a tiempo (t) con los datos experimentales de C frente a t, y si el ajuste no es satisfactorio se sugiere y ensaya otra ecuación cinética. El procedimiento general de cálculo puede resumirse del modo siguiente: 1. En un sistema de volumen constante la expresión cinetica para la desaparición del reactante A será de la siguiente forma: 𝑟𝐴 = −

𝑑𝐶𝐴 = 𝑘𝑓(𝐶𝐴 ) 𝑑𝑡

Figura 12: Ensayo de una ecuación cinética por el método integral de análisis 2. Se separan variables de la ecuación anterior, resultando: 𝑑𝐶𝐴 = 𝑘𝑑𝑡 𝑓(𝐶𝐴 )


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3. En la que 𝑓(𝐶𝐴 ) solamente ha de contener concentraciones de sustancias que puedan expresarse en función de C A . La integración de esta ecuación puede hacerse analítica o gráficamente, para dar: 𝐶𝐴 𝑡 𝑑𝐶𝐴 ∫ = 𝑘 ∫ 𝑑𝑡 = 𝑘𝑡 𝐶𝐴 𝑓(𝐶𝐴 ) 𝑡0 0

4. Esta función de la concentración es proporcional al tiempo, por lo tanto una representación tal como la de la figura anterior ha de conducir a una recta de pendiente k para esta ecuación cinética particular. 5. A partir de los datos experimentales se calculan los valores numéricos de la integral y se representan frente a los correspondientes tiempos en la figura anterior. 6. Se observa si estos se distribuyen sobre una recta que pasa por el origen, en caso afirmativo podemos decir que la ecuación cinética ensayada se ajusta a los datos. Si los datos se distribuyen mejor sobre una curva, hemos de rechazar esta ecuación cinética y su mecanismo, y ensayar con otra ecuación. El método integral es especialmente adecuado para ajustar reacciones sencillas correspondientes a reacciones elementales. Reacción química de estudio La reacción de yodación de acetona presenta una cinética lenta en condiciones normales, pero la reacción se acelera considerablemente en condiciones acidas. En disolución acuosa la reacción de yodación de la acetona (2-propanona) catalizada por acido puede escribirse como: 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻3 + 𝐼2 → 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐶𝐻2 𝐼 + 𝐻𝐼 Dado que, en la halogenación α de cetonas catalizada por acido, cada paso sucesivo de halogenación es más lenta que el paso anterior y dado que en las condiciones en que se llevara a cabo la reacción estará presente en exceso de acetona respecto al yodo, podemos suponer que la especie formada será la α-monoyodoacetona. Para la determinación de la ecuación cinética de la reacción se empleara el método de aislamiento de Ostwald. Para ello, se empleara un exceso de acetona y de ácido respecto a la concentración de yodo presente. De forma que, podrá suponerse que las concentraciones de acetona y de ácido permanecen prácticamente contante durante la reacción. [𝐻 + ]0 , [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻3 ]0 ≫ [𝐼2 ] ⇒ [𝐻+ ], [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻3 ] = 𝑐𝑡𝑒. La ecuación cinética para la reacción tendrá la forma: 𝑟 = 𝑘[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻3 ]𝛼 [𝐻 + ]𝛽 [𝐼2 ]𝛾 Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Siendo k la constante cinética, α, β y γ los órdenes parciales de reacción respecto a la acetona, el ácido y al yodo. Como consideramos que la concentración de ácido y acetona permanecen constantes durante la reacción, la ecuación anterior se transforma en : 𝑟 = 𝑘𝑎𝑝 [𝐼2 ]𝛾 Por lo tanto, la reacción será de pseudo-orden γ. Siendo kap la constante aparente que se observa que incluye la constante cinética real y los términos correspondientes a la contribución del ácido y de la acetona, ya que: 𝑟 = 𝑘[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻3 ]𝛼 [𝐻 +]𝛽 Materiales y reactivos: Materiales Matraz volumétrico de 250 mL 3 matraces Erlenmeyer de 250 mL Pipetas graduad de 5 mL Probeta de 100 mL NaHCO3 HCl Na2S2O3

Bureta 50 mL Soporte con pinzas 1 termómetro Matraz Erlenmeyer de 50 mL con tapón Reactivos I 0.1 N en KI al 4% C3H6O H2O destilada

Procedimiento: 1. Realice los cálculos necesarios para preparar las siguientes soluciones:

2. 3. 4. 5. 6.

Reactivo Volumen Concentración HCl 50 mL 1N NaHCO3 250 mL 0.1 N Na2S2O3 250 mL 0.01 N I 0.1 N en KI al 4% 50 mL 0.1 N Agregar 5 mL de solución de yodo y 5 mL de solución de ácido clorhídrico en un matraz. Agregar al matraz 90 mL de agua destilada para completar un volumen de 100 mL. Posteriormente, en un vaso de precipitado agregar 0.75 mL de acetona con 7.5 mL de agua destilada. Verter en un matraz las soluciones antes preparadas. Utilizando un ba ño maría llevarlas a una temperatura de 30°C y mantener la temperatura constante. Tomar muestras de 5 mL para el análisis inmediatamente después del comienzo de la reacción y repetirlo cada 10 minutos.


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7. A las muestras tomadas se les añadirán 5 mL de solución 0.1N de bicarbonato de sodio, valorándolas con una solución de 0.1N de tiosulfato de sodio en pres encia de almidón. 8. Se llega al equilibrio cuando la diferencia entre una y otra titulación sea mínima del orden de 0.1 y 0.2 mL. 9. Reporte en la siguiente tabla los volúmenes empleados para cada una de las muestras: Tabla 12.1: Volúmenes gastados en diferentes intervalos de tiempo Tiempo (min) 0 10 20 30 40 50 60

Volumen

Resultados Con los dataos de los volúmenes empleados, calcule la concentración del yodo y complete la siguiente tabla: Tabla 12.2: Concentración de Yodo en diferentes intervalos de tiempo Tiempo (min) 0 10 20 30 40 50 60

[I2] (mol/ml)

Evalúe los datos tiempo – concentración empleando el método integral, considerando los órdenes: 0.0, 0.5, 1.0, 1.5 y 2.0 por lo que escriba las ecuaciones integradas para cada una de los casos antes mencionados:


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Tabla 12.3: Ecuación integradas para diferentes órdenes. Orden Ecuación integrada 0.0 0.5 1.0 1.5 2.0 Con los resultados de los análisis estadísticos de los modelos cinéticos complete la siguiente tabla: Tabla 12.4: Ecuación ajustada para diferentes órdenes. Orden 0.0 0.5 1.0 1.5 2.0

Ecuación de ajuste

r2

A partir de esta información escriba la ecuación de la velocidad para la reacción: Tabla 12.5: Ecuación de velocidad experimental para la reacción de Yodo. Ley de velocidad Orden para el I2 Constante aparente

Conclusiones

Bibliografía 1. Levenspiel Octave, Ingeniería de las Reacciones Químicas, Departamento de Ingeniería Química de la Universidad del Estado de Oregon, Editorial Reverté, S.A (2005) 2. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


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Práctica 13 Determinar el orden de una reacción / Hidrolisis del acetato de etilo en medio alcalino Objetivo: Estudiar la cinética de la hidrólisis del acetato de etilo en medio alcalino a 0°C y 25°C por análisis químico de la mezcla reaccionante. Fundamento Teórico: Reacciones de Segundo Orden: Si una reacción química de la forma general:

es de primer orden respecto a A y B, su cinética global es de segundo orden. Si en un sistema donde ocurre la reacción se designan como C A y CB las concentraciones de A y B a un tiempo t, la velocidad de reacción v estará dada por:

k se denomina velocidad específica de reacción de segundo o rden, y presenta dimensiones de concentración-1, tiempo -1. Para el caso particular en que α=β y las concentraciones iniciales de A y B son iguales, la segunda ecuación se simplifica a la forma:

donde C representa la concentración de cualquiera de las especies reaccionantes. La resolución de la última ecuación permite obtener la expresión:

donde Co representa la concentración inicial de los reactantes. La gráfica del recípro co de la concentración respecto al tiempo, debe reportar un comportamiento lineal con pendiente k si la reacción sigue efectivamente una cinética de segundo orden. Dependencia de la velocidad de reacción con respecto a la temperatura: La velocidad de la mayoría de las reacciones, aumenta cuando se eleva la temperatura. La observación


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empírica indica que muchas reacciones tienen constantes de velocidad que siguen la ecuación de Arrhenius:

donde A es el denominado factor pre-exponencial y Ea es la energía de activación que se interpreta como la mínima energía que debe proporcionar el choque entre moléculas de reactivos para generar productos. Estos parámetros pueden ser estimados fácilmente a partir de (5), al disponer del valor de k para dos temperaturas:

Sistema estudiado: En general, la hidrólisis de un éster en medio alcalino sigue un comportamiento de segundo orden y el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción se ajusta satisfactoriamente a la ecuación de Arrhenius, por lo que su tratamiento cinético puede hacerse mediante el desarrollo precedente. En la presente práctica se hace el estudio cinético de la hidrólisis alcalina del acetato de etilo:

Materiales y reactivos: Materiales Bureta

Pipeta volumétrica de 10 mL 10 erlenmeyer de 1250 ml Reactivos

NaOH HCl fenolftaleina

Acetato de etilo Ftalato acido de potasio

Procedimiento: Preparación de soluciones: Prepare 100 ml de solución de NaOH 0.05M, normalizados con una solución de ftalato ácido de potasio y fenolftaleína como indicador, 100 ml de solución de acetato de etilo 0.02M y 100 ml de HCl aproximadamente 0.05M. Para normalizar la solución de HCl, valore por triplicado 10 ml de la misma, con la solución de NaOH 0.05 M. Registre los volúmenes gastados. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Estudio cinético de la reacción: Coloque en el baño termostatizado a 25°C, un erlenmeyer de 125ml conteniendo 25 ml de acetato de etilo 0.02M y otro erlenmeyer de 7.5ml conteniendo 10 ml de solución de NaOH 0.05 M. Mientras permite que las soluciones alcancen la temperatura del baño (10 min), rotule seis (6) erlenmeyer de 250 ml indicando en la etiqueta el tiempo de muestreo (2, 5, 10, 15, 30 y 60 min) y coloque en cada uno 10 ml exactos de solución de HCl 0.05 M. Una vez que las soluciones alcancen la temperatura del baño, agregue rápidamente los 10 ml de solución de NaOH al erlenmeyer contentivo del acetato de etilo, y accione el cronómetro simultáneamente. Tome 5 ml exactos de muestra de solución reaccionante a los 2, 5, 10, 15, 30 y 60 min y viértalos en el er lenmeyer con la solución de HCl correspondiente, con lo que se detiene la reacción. Titule el exceso de ácido con la solución de NaOH 0,05M y fenoltaleína como indicador. Registre el volumen gastado de titulante. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción: Repita la experiencia a 0°C, utilizando para ello la cuba de hielo. Resultados: Promedie los volúmenes de NaOH 0.05M gastados en las tres valoraciones de normalización de la solución de HCl y reporte el promedio como V∝ (este valor corresponde al volumen del titulante que se gastaría al completarse la reacción). Para cada temperatura, prepare una tabla indicando el tiempo de reacción, el volumen de titulante correspondiente y la concentración de éster (o de NaOH) en la mezcla reaccionante, la cual se estima según: 𝐶 = 𝐶𝑇𝑖𝑡𝑢𝑙𝑎𝑛𝑡𝑒

𝑉 ∝ −𝑉 𝑉𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎

Donde CTITULANTE e s la concentración de la solución de NaOH (0,05 M) y V MUESTRA es el volumen de la alícuota tomada para el estudio cinético (5ml). Grafique l/C vs. T y estime la velocidad específica de reacción por regresión lineal de los datos. Con el valor de K a 0°C y a 25°C, estime los parámetros de la ecuación de Arrhemius mediante las expresiones mencionadas en el fundamento teórico. Conclusiones:


103

Bibliografía 1. P.W.ATKINS. Fisicoquímica. 3a Edición. Addison-Wesley Iberoamericana, S.A EUA (1991) 2. B. MAHAN. Química. Curso Universitario. 3a Edición. Fondo Educativo Interamericano (1977) 3. A. FINDLAY. Findlay′ s Practical Physical Chemistry. 9a Ed. Longman. Londres (1976) 4. I. N. LEVINE. Fisicoquímica. Vol. 2. 5ª Ed. Mc Graw Hill. España (2004). 5. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


104

Práctica 14 Estudio cinético de la reacción entre violeta cristal e iones hidroxilo Objetivo: Obtener la ecuación de velocidad de la reacción propuesta determinando los órdenes de reacción y la constante de velocidad. Fundamento Teórico: En la reacción entre el violeta cristal y los iones hidroxilo los reactivos son especies iónicas, uno de los cuales es altamente coloreado (violeta cristal). El producto de la reacción es incoloro, de tal modo que la realización de medidas de pérdida de intensidad de color del colorante a diferentes intervalos de tiempo nos permitirá obtener la constante de velocidad biomolecular directamente a partir de las medidas de absorbancia realizadas con un espectrofotómetro a 590 nm. La estructura del violeta cristal está dada por:

Figura 13: Estructura del violeta cristal La contribución de (I) al híbrido de resonancia sugiere una deficiencia electrónica en la posición del átomo de carbono terciario. El ion OH- puede atacar esta posición originando el correspondiente carbinol incoloro. La reacción tendrá lugar entre dos iones monovalentes de carga opuesta y, como tal, debe ser sensible a la fuerza iónica del medio de reacción, como se predice por el efecto salino de Bronsted. En disolución acuosa, la reacción irreversible entre el cristal violeta (VC) y el ion hidróxilo es:


105

La cual presenta una ley de velocidad:

Cuando hay un gran exceso de iones hidróxido, la reacción es de pseudo-primer orden, esto es α=1:

Dónde:

es la constante aparente o seudo-constante de velocidad. La integración de la ecuación conduce a la expresión:

La reacción puede seguirse mediante una técnica espectrofotométrica, debido a la disminución del color de la mezcla de reacción con el tiempo. Teniendo en cuenta la ley de Beer-Lambert - Beer:

que establece la proporcionalidad entre la absorbancia de una sustancia y su concentración C, donde es el espesor de la cubeta que contiene la sustancia y ε el coeficiente de absorción molar de la sustancia a la longitud de onda establecida la ecuación 19.4 se puede transformar en la ecuación:

siendo A0 la absorbancia inicial (t = 0) de la mezcla reaccionante y At la absorbancia a tiempo t. Por lo que el análisis de regresión lineal de los datos de esta ecuación deberá tener un valor de coeficiente de regresión muy cercano a la unidad, con una pendiente igual a kexp que permite determinar la constante aparente a las condiciones de reacción. Si se vuelve a repetir la reacción a una concentración distinta para el ión hidroxilo, es posible Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

106

evaluar kexp el orden parcial con respecto a este ión, β y la constante absoluta de velocidad, k, considerando el logaritmo de la ecuación:

La expresión anterior ya es una representación lineal de la contante de velocidad aparente y la concentración de ion hidroxilo, y deberá ser resuelta por regresión lineal. Materiales y reactivos: Materiales 2 matraces volumétricos 100mL Pipetas

Espectrómetro UV-VIS Celdas Reactivos

Agua NaOH

Violeta Cristal Fenolftaleína

Procedimiento: 1. Preparar una solución de 0.050g/l de violeta cristal en agua, a partir de la cual se prepararán el resto de las disoluciones. Esta disolución se suministra ya preparada. 2. Preparar 100 ml de una disolución de hidróxido de sodio 0.10 M, valorar la solución para conocer la concentración exacta. 3. Programe el espectrofotómetro para realizar barridos consecutivos desde 400 a 650 nm con el fin de obtener una representación en la que se pueda seleccionar la longitud de onda para realizar el estudio cinético. 4. Es necesario comprobar que se cumple la ley de Lambert-Beer dentro del intervalo de concentraciones de violeta cristal que se va a utilizar en los distintos experimentos cinéticos. Para ello se preparan 5 disoluciones de violeta cristal tomando diferentes cantidades de la disolución ya preparada y llevándolos a un volumen final de 4 ml con agua destilada. A cada una de estas muestras se le determinará la absorbancia a la longitud máxima encontrada en el punto anterior. Las cinco disoluciones se prepararán del modo: Muestra 1 2 3 4 5

mL de VC 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5

mLde agua Absorbancia 3.9 3.8 3.7 3.6 3.5


107

5. Los experimentos cinéticos se llevarán a cabo dentro de la misma cubeta del espectrofotómetro. Para ello el último reactivo será el VC que se añade en cantidades pequeñas a la mezcla de los demás reactivos. Cada una de la mezclas deberá ser agitada de forma vigorosa. En la siguiente tabla se proporcionan las cantidades de agua e hidróxido de sodio para cada una de las mezclas, estas cantidades deberán ser medidos utilizando una bureta. Se utilizará un tiempo de 15 minutos para todas las corridas y un tiempo de muestreo de 1.5 minutos . Dilución 1 2 3 4 5

mL de VC 0.5 0.5 0.5 0.5 0.5

mL de NaOH 3.5 3.0 2.5 2.0 1.5

mL de agua 0.0 0.5 1.0 1.5 2.0

6. Reporte los datos cinéticos para cada uno de los casos en las siguientes tablas : Muestra 1 Tabla 14.1: Tiempo vs Absorbancia para primera dilución de violeta cristal. Tiempo (min) 0 1.5 3.0 4.5 6.0 7.5

A

Tiempo (min) 9.0 10.5 12.0 13.5 15.0

A

Muestra 2 Tabla 14.2: Tiempo vs Absorbancia para segunda dilución de violeta cristal. Tiempo (min) 0 1.5 3.0 4.5 6.0 7.5

A


Tiempo (min) 9.0 10.5 12.0 13.5 15.0

A

108

Muestra 3 Tabla 14.3: Tiempo vs Absorbancia para tercera dilución de violeta cristal. Tiempo (min) 0 1.5 3.0 4.5 6.0 7.5

A

Tiempo (min) 9.0 10.5 12.0 13.5 15.0

A

Muestra 4 Tabla 14.4: Tiempo vs Absorbancia para cuarta dilución de violeta cristal. Tiempo (min) 0 1.5 3.0 4.5 6.0 7.5

A

Tiempo (min) 9.0 10.5 12.0 13.5 15.0

A

Muestra 5 Tabla 14.5: Tiempo vs Absorbancia para quinta dilución de violeta cristal. Tiempo (min) 0 1.5 3.0 4.5 6.0 7.5

A

Tiempo (min) 9.0 10.5 12.0 13.5 15.0

A

Resultados  

Anexe el espectro del cristal violeta obtenido. Escriba en la siguiente tabla, el valor de la longitud de onda donde se encontró el valor máximo de absorbancia.


109

Λmax 

Con los datos de los mililitros utilizados calcule la concentración del cristal violeta y con los valores de absorbancia encontrada para cada caso elabore y anexe la gráfica de [VC] vs Absorbancia. Muestra 1 2 3 4 5



mL de VC 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5

mL de agua 3.9 3.8 3.7 3.6 3.5

[VC]

Absorbancia

Realizar el análisis lineal a cada conjunto de datos cinéticos de las distintas muestras y anotar en la tabla los resultados que se piden: Muestra 1 2 3 4 5



A

[OH]-1

kexp

r2

Calcular la constante absoluta de velocidad k y el orden aparente para el ion hidroxilo, reportando los valores encontrados en la tabla: Orden respecto al OH K

Conclusiones:

Bibliografía: 1. Guiones de Prácticas, Química Física V, Facultade de Química Universidad de Santiago de Compostela. 2. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


110

Práctica 15 Determinación de los parámetros cinéticos utilizando el método diferencial, saponificación del acetato de etilo Objetivo: Utilizar el método diferencial para analizar datos tiempo -concentración para determinar el orden de reacción y la constante de la velocidad especifica. Fundamento teórico: Para la química inorgánica, la hidrolisis es generalmente la inversa a la neutralización, pero en química organiza el campo es más amplio, aquí se incluye entre otras cosas la inversión de los azucares, la saponificación de grasas y esteres y el grado final de la reacción Grignard; las cuales pueden ser continuas con agua pura, aunque lenta e incompleta. Como ejemplo de la saponificación de un éster consideremos lo siguiente: 𝐻𝐶𝑙

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐶2 𝐻5 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ↔ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 + 𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻 Se lleva a cabo en una dilución acuosa con un pequeño exceso de álcali y transcurre según una reacción de segundo orden. Para calcular la constante de la velocidad de la reacción, se determina la cantidad de reactivos mediante la titulación de muestras de iguales volúmenes de la mezcla, con una solución de ácido de concentración conocida, durante intervalos de tiempo especificados y hasta alcanzar el equilibrio. Como durante la saponificación se consume 1 mol de álcali para un mol de éster, el número inicial de moles de este último en la muestra será determinado por la diferencia entre las cantidades inicial y final de álcali. Método diferencial de análisis de velocidad Cuando una reacción es irreversible, en muchos casos es posible determinar el orden de reacción α y la constante de velocidad específica diferenciando numéricamente los datos de concentración contra tiempo. Este método aplica cuando las condiciones de la reacción son tales que la velocidad es esencialmente función de la concentración de un solo reactivo. Para delinear el procedimiento que se usa en el método de análisis diferencial, consideraremos una reacción que se efectúa isotérmicamente en un reactor por lotes de volumen constante, registrando la concentración en función del tiempo, por ejemplo, si para la reacción de descomposición


111

𝐴 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 Si combinamos el balance de moles con la ley de velocidad, obtenemos: 𝑟𝐴 = −

𝑑𝐶𝐴 = 𝑘𝐶𝐴0 𝑑𝑡

Después de sacar el logaritmo natural de ambos miembros de la ecuación anterior se obtiene: 𝑙𝑛 (−

𝑑𝐶𝐴 ) = ln 𝑘 + ∝ 𝑙𝑛𝐶𝐴 𝑑𝑡

Observe que la pendiente de una gráfica de 𝑙𝑛 (−

𝑑𝐶𝐴 𝑑𝑡

) en función de 𝑙𝑛𝐶𝐴 es el orden de

reacción.

Figura 14: Método diferencial para determinar el orden de reacción. En esta reacción las concentraciones de los dos reactivos son significativas, por lo que la ley de velocidad deberá ser escrita como: 𝑟𝐴 = −

𝑑𝐶𝐴 = 𝑘𝐶𝐴0 𝐶𝐵0 𝑑𝑡

Donde A es el acetato de etilo y B es el hidróxido de sodio, sin embargo las concentraciones de 𝐶𝐴0 y 𝐶𝐵0 son iguales, por lo que se puede considerar que las concentraciones 𝐶𝐴 y 𝐶𝐵 son iguales durante la reacción, por lo que la ley de velocidad se puede interpretar como: 𝑟𝐴 = −

𝑑𝐶𝐴 𝛾 = 𝑘𝐶𝑇 𝑑𝑡


112

Donde 𝐶 𝑇 es el producto de las concentraciones, como esta son iguales es 𝐶𝐵2 y γ es el orden global de la reacción. Al aplicar el método diferencial se obtiene: 𝑙𝑛 (−

𝑑𝐶𝐴 𝛾 ) = ln 𝑘 + 𝛾 ln 𝐶𝑇 𝑑𝑡

Materiales y reactivos: Materiales 2 Matraces aforados de 100 mL 1 matraz aforado de 500 mL Embudo 5 matraces Erlenmeyer de 50 mL

Parrilla con agitador Soporte con pinzas 1 termómetro 1 bureta 50 mL Reactivos

Hielo Fenolftaleina Acetato de etilo 0.1 N

NaOH 0.1N HCl 0.05N

Procedimiento: 1. Unir el matraz con el refrigerante en posición de reflujo para evitar que se volaticen las sustancias al aumentar la temperatura.

Figura 15: Equipo de reacción con reflujo 2. Calentar el matraz a una temperatura de 60°C para acelerar la reacción durante una hora en baño maría. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

113

3. Se colocan en el reactor de fase liquida 25 mL de acetato de etilo y 25 mL de hidróxido de sodio. 4. Se pone a funcionar el agitador para que el mezclado sea uniforme y se toma una muestra de 1 mL a un tiempo igual a cero. 5. Se titula la muestra con la solución de ácido clorhídrico 0.05N en el matraz de 50mL el cual se ha puesto a enfriar anteriormente para detener la reacción y así tomar la lectura correctamente. 6. Tomar muestras de 1 mL cada cinco minutos y titularlas hasta que los mililitros gastados de ácido entre una y otra titulación varíen de 0.1 a 0.2 mL. 7. A partir de los datos experimentales obtenidos en la práctica complete la siguiente tabla: Tiempo (min) 0 5 10 15 20 25 30 35

Vol. Hcl

Precauciones 1. No detener el cronometro durante la práctica, sino hasta que termine el experimento. 2. Dejar salir parte de la solución para que la muestra sea representativa de la cinética de la reacción que se desarrolla en el reactor. 3. Tener preparado el matraz de 50 mL con el indicador de manera que a los 5 min exactos se realice la valoración. Resultados 

Con los datos de los volúmenes empleados de ácido clorhídrico, calcule la concentración del hidróxido de sodio y complete la siguiente tabla:

Tabla 15.1: Concentración de NaOH vs Tiempo Tiempo (min) 0 5 10 Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

[NaOH] (mol/mL)

114

15 20 25 30 35 

Utilice cualquiera de las técnicas (grafica, numérica o polinomial) para determinar la derivada de la concentración con respecto del tiempo y complete la siguiente tabla:

Tabla 15.2: Primera derivada para determinar la concentración de NaOH vs Tiempo t (min)

CNaOH

CT

−

𝑑𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑑𝑡

ln(CT )

𝑙𝑛 (−

𝑑𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 ) 𝑑𝑡

0 5 10 15 20 25 30 35 

Aplique el método diferencial, para determinar el orden de la reacción y el valor de la constante de velocidad, a partir de esta información complete la siguiente tabla:

Tabla 15..3: Orden de reacción y constante de velocidad determinado por método diferencial. Orden global Constante de velocidad Conclusiones: Bibliografía: 1. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


115

Práctica 16 Estudio cinético de la decoloración de la fenolftaleína en medio básico Objetivo: Determinar la ecuación de velocidad de la reacción de decoloración de la fenolftaleína en medio básico mediante espectroscopia de absorción en condiciones de irreversibilidad y reversibilidad, los órdenes parciales, constantes aparentes y constantes, aplicando el método de aislamiento de Ostwald. Analizar el efecto de la concentración en la velocidad de reacción. Fundamento teórico: La fenolftaleína se usa, principalmente, como indicador ácido-base para determinar el punto de equivalencia en una valoración, en el cual la disolución pasa de ser incolora a tomar un color rosa-rojo (al valorar un ácido). Ahora bien, si en el punto final hay base en exceso, se observa que el color rosa de la fenolftaleína desaparece al transcurrir cierto tiempo. Este hecho no se debe al proceso de valoración, y su estudio es un buen ejemplo de una reacción cuya cinética es de pseudoprimer orden. La fenolftaleína no es un indicador simple con un par ácido-base conjugado del tipo HIn/In-, sino que presenta estructuras bastante complejas. Las estructuras de las formas más importantes de la fenolftaleína son:

Figura 16: Estructuras más importantes de la fenolftaleína La fenolftaleína es incolora a pHs inferiores a 8 y presenta la estructura 1 (H 2P). Cuando el pH vale de 8 a 10, los protones fenólicos se eliminan y se abre el anillo de lactona dando lugar a la familiar forma rosa-roja con la estructura 2 (P2−). A pH más altos el color rosa se decolora lentamente produciendo la estructura 3 (POH 3−). Todos los cambios de color son reversibles y mientras la conversión de H2P a P2− es muy rápida y completa, la conversión de P2− a POH3− a pHsuperior es suficientemente lenta de modo que su velocidad puede medirse fácilmente. La decoloración de la fenolftaleína en medio básico puede representarse por la reacción: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

116

𝑘1

𝑃 2− + 𝑂𝐻 − → 𝑃𝑂𝐻 3− Y la ley de velocidad puede expresarse como: 𝑟 = 𝑘1 [𝑃 2− ]𝑛 [𝑂𝐻 − ]𝑚 − 𝑘−1 [𝑃𝑂𝐻 3− ]𝑝 Y como se sabe que la velocidad de reacción es de orden uno respecto a la fenolftaleína tanto en la reacción directa como en la inversa (𝑛 = 𝑝 = 1): 𝑟 = 𝑘𝑎𝑝 [𝑃2− ] − 𝑘−1 [𝑃𝑂𝐻 3− ] Donde 𝑘𝑎𝑝 es una constante aparente de velocidad: 𝑘𝑎𝑝 = 𝑘−1 [𝑂𝐻]𝑚 0 Puesto que la forma 𝑃 2− tiene un color intenso, la conversión de 𝑃 2− a 𝑃𝑂𝐻 3− puede seguirse midiendo los cambios en la absorbancia de la disolución. Esta inquietud está relacionada con la concentración a través de la ley de Lambert-Beer: 𝐴 = 𝜀𝑑 [𝑐 ] = 𝑐𝑡𝑒[𝑃2− ] Donde ε es el coeficiente de absorción molar (propio de la sustancia y constante a una longitud de onda, λ); d es el camino óptico (o espesor de la cubeta) y [c] es la concentración molar de la disolución. Se puede realizar el experimento en dos condiciones diferentes: a) Tratamiento irreversible: en los primeros instantes de la reacción b) Tratamiento reversible: dejando que la reacción alcance el equilibrio. Tratamiento irreversible Mientras las concentraciones de reactivos y productos se encuentran lejos de los valores de equilibrio, se puede considerar que la velocidad inversa es despreciable frente a la directa, por lo que la ecuación se transforma en: 𝑑 [𝑃 2− ] 𝑟=− = 𝑘𝑎𝑝 [𝑃 2− ] 𝑑𝑡 Que es de pseudoprimer orden respecto a la fenolftaleína. Integrando la ecuación entre t=0 y t=t, y reordenando, queda: ln[𝑃 2− ] = ln[𝑃 2− ]0 − 𝑘𝑎𝑝 𝑡 Y utilizando la ecuación de Lambert-Beer se escribe en función de las absorbancias: Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

117

𝑙𝑛𝐴𝑡 = 𝑙𝑛𝐴0 − 𝑘𝑎𝑝 𝑡 Donde 𝐴𝑡 es la absorbancia de la fenolftaleína en el tiempo t. Por tanto, una representación de ln𝐴𝑡 frente al tiempo debe dar una línea recta (si la reacción es de pseudoprimer orden) con una pendiente igual a −𝑘𝑎𝑝 que nos permitirá determinar la constante aparente de velocidad. Si tenemos valores de 𝑘𝑎𝑝 a diferentes [𝑂𝐻 − ]0, podemos obtener el orden parcial respecto del 𝑂𝐻 −, (m) y la constante absoluta de velocidad (𝑘1 ) sin más que tomar algoritmos en la ecuación para obtener la ecuación de una recta: 𝑙𝑛𝑘𝑎𝑝 = 𝑙𝑛𝑘1 − 𝑚[𝑂𝐻 − ]0 Tratamiento reversible Cuando la reacción está cerca del equilibrio no se puede despreciar la reacción inversa, por lo que vamos a plantear una reacción reversible de primer orden sencilla, con un solo reactivo del tipo: 𝑘1

𝐴→𝐵 𝑡=0 𝑡=𝑡 𝑡=∞

[𝐴]0 [𝐴]0 − 𝑥 [𝐴]0 − 𝑥 𝑒

𝑥 𝑥𝑒

En nuestro caso, la reacción reversible del primer orden respecto de la fenolftaleína es:

𝑘 𝑎𝑝

𝑃 2− → 𝑃𝑂𝐻 3− Su ecuación de velocidad vendrá dada por la ecuación y su ecuación integrada de velocidad será: 𝑙𝑛

[𝑃2− ]0 − [𝑃 2− ]𝑒 = (𝑘𝑎𝑝 + 𝑘−1 )𝑡 [𝑃 2− ]𝑡 − [𝑃 2− ]𝑒

Donde [𝑃 2− ]0 𝑘−1 = 𝑘𝑎𝑝 2− [𝑃 ]0 − [𝑃 2− ]𝑒


118

Y haciendo uso de la ley de Lambert-Beer, la ecuación se escribe en función de absorbancias: ln (𝐴𝑡 − 𝐴𝑒 ) = ln(𝐴0 − 𝐴𝑒 ) − (𝑘𝑎𝑝 + 𝑘−1 )𝑡 O sustituyendo, queda finalmente: ln(𝐴𝑡 − 𝐴𝑒 ) = ln(𝐴0 − 𝐴𝑒 ) − 𝑘𝑎𝑝 (

𝐴0 )𝑡 𝐴0 − 𝐴𝑒

Ae es la absorbancia a tiempo infinito cuando la reacción alcanza el equilibrio. Puesto que el valor de Ae es conocido, se puede representar ln (𝐴𝑡 − 𝐴𝑒 ) frente al tiempo y obtener 𝑘𝑎𝑝 y 𝑘−1 del ajuste, ya que al comparar las ecuaciones se llega a: 𝑘−1 = 𝑘𝑎𝑝

𝐴0 𝐴0 − 𝐴𝑒

Finalmente, la constante absoluta de la reacción directa, se obtendrá a partir de la ecuación aplicada a condiciones reversibles y asumiendo orden m=1. 𝑘−1(𝑟𝑒𝑣) =

𝑘(𝑟𝑒𝑣) [𝑂𝐻 − ]0

Materiales y reactivos: Materiales 1 matraz aforado de 200 mL 1 matraz aforado de 500 mL

Espectro UV-VIS Reactivos

H2O NaCl

NaOH Fenolftaleina

El método empleado para seguir la cinética de la reacción consiste en el registro de la absorbancia del a fenolftaleína, en disoluciones fuertemente básicas, en función del tiempo. La reacción se seguirá partiendo de cuatro disoluciones de concentraciones diferentes de NaOH para tener 4 series diferentes de absorbancia. La longitud de onda de trabajo será de 550 nm. Para una concentración determinada de NaOH, la velocidad de decoloración aumenta a medida que lo hace la fuerza iónica. Con objeto de mantener la fuerza iónica constante (0.3M) las disoluciones de sosa más diluidas se preparan a partir de la disolución madre de


119

NaOH valorada (disolución 1) que se diluirá con la disolución de NaCl (disolución 2). El NaCl se utilizara como disolvente en vez de agua. Procedimiento: 1. Realice los cálculos necesarios para preparar las siguientes soluciones:

2. 3. 4. 5.

Reactivo Volumen Concentración NaOH 500 mL 0.3 M NaCl 250 mL 0.3 M Conectar el espectrofotómetro al menos 15 y 20 minutos antes de medir y ajustar la longitud de onda a 550 nm. Valorar la disolución de sosa 0.3M Preparar la disolución de NaCl misma concentración que la sosa que se acaba de valorar. Medir la absorbancia de cada serie en función del tiempo a λ=550 nm.

Notas: Los tubos del espectro deben de estar limpios, lavarse con el blanco correspondiente, no se deben tocar las pareces con los dedos y no se debe llenar hasta el borde sino a unos 3 cuartos de su capacidad. La absorbancia inicial de las disoluciones problema deberá estar comprendida entre 0.8 y 1.0. Así pues, cuando la absorbancia de la muestra sea ≈0.9 se pondrá el cronómetro en marcha (t=0). Se realizaran cuatro series de medidas y se recomienda empezar por la serie de concentración mayor de NaOH. Serie 1: Disolución de NaOH 0.3M a) Preparar el blanco, en este caso es la propia disolución de NaOH 0.3M. Llenar una celda hasta tres cuartas partes con esa solución. b) Ajustar con el blanco al 0 de la absorbancia c) En otra celda agregar la solución de NaOH y añadirle 1 o 2 gotas de fenolftaleína. Invertir la celda para homogenizar la mezcla, que será la disolución problema 1. d) Medir la absorbancia cada ½ minuto durante 5 minutos. e) Registre los datos en la siguiente tabla: Tabla 16.1: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 1 en medio básico vs tiempo Tiempo (min) 0 0.5 1

A


Tiempo (min) 3.0 3.5 4.0

A

120

1.5 2.0 2.5

4.5 5.0

Serie 2: Disolución de NaOH 0.2M a) Preparar el blanco, en un vaso de precipitado con 20 mL de NaOH 0.3M y 10 mL de NaCl 0.3M. Llenar la celda hasta tres cuartas partes con esta solucion. b) Ajustar con el blanco al 0 de la absorbancia c) En otra celda agregar la solución de NaOH-NaCl y añadirle 1 o 2 gotas de fenolftaleína. Invertir la celda para homogenizar la mezcla, que será la disolución problema 2. d) Medir la absorbancia cada ½ minuto durante 5 minutos. e) Registre los datos en la siguiente tabla: Tabla 16.2: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 2 en medio básico vs tiempo Tiempo (min) 0 0.5 1 1.5 2.0 2.5

A

Tiempo (min) 3.0 3.5 4.0 4.5 5.0

A

Serie 3: Disolución de NaOH 0.1M a) Preparar el blanco, en un vaso de precipitado con 10 mL de NaOH 0.3M y 20 mL de NaCl 0.3M. Llenar la celda hasta tres cuartas partes con esta solucion. b) Ajustar con el blanco al 0 de la absorbancia c) En otra celda agregar la solución de NaOH-NaCl y añadirle 1 o 2 gotas de fenolftaleína. Invertir la celda para homogenizar la mezcla, que será la disolución problema 3. d) Medir la absorbancia cada minuto durante 10 minutos. e) Registre los datos en la siguiente tabla: Tabla 16.3: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 3 en medio básico vs tiempo Tiempo (min) 1 2

A


Tiempo (min) 6 7

A

121

3 4 5

8 9 10

Serie 4: Disolución de NaOH 0.05M a) Preparar el blanco, en un vaso de precipitado con 5 mL de NaOH 0.3M y 25 mL de NaCl 0.3M. Llenar la celda hasta tres cuartas partes con esta solucion. b) Ajustar con el blanco al 0 de la absorbancia c) En otra celda agregar la solución de NaOH-NaCl y añadirle 1 o 2 gotas de fenolftaleína. Invertir la celda para homogenizar la mezcla, que será la disolución problema 4. d) Medir la absorbancia cada 3 minutos durante 60 minutos. En esta serie a partir del minuto 20 empieza a ser importante la reacción inversa. Y para poder hacer el tratamiento reversible adecuado hace falta llegar al equilibrio, aproximadamente a las 2 horas de comenzar la reacción. e) Registre los datos en la siguiente tabla: Tabla 16.4: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 4 en medio básico vs tiempo Tiempo (min) 0 3 6 9 12 15 18 21 24 27 30

A

Tiempo (min) 33 36 39 42 45 48 51 54 57 60 120

A

Resultados Tratamiento irreversible: 

Dibujar en la misma grafica los valores de lnA t frente al tiempo para las cuatro series (para la serie 4 solo hasta el minuto 15), y para comprobar que la reacción es de pseudoprimer orden respecto a la fenolftaleína.


122



Obtener de la pendiente de los ajustes de las rectas anteriores, las constantes de velocidad aparentes de cada serie. Reportar los valores obtenidos en la siguiente tabla:

Tabla 16.5: Constante de velocidad y pendiente de reacción de fenolftaleína en medio básico. Serie 1 2 3 4  

[𝑂𝐻− ]

Orden

Kap

r2

Representar la ecuación y obtener de la pendiente de su ajusta, el orden de reacción respecto del ion oxhidrilo. Calcular la constante absoluta de velocidad k 1(irrev) reporte los valores encontrados en la tabla:

Tabla 16.6: Constante absoluta de velocidad de reacción de fenolftaleína en medio básico. Orden respecto al OHk1(irrev) Tratamiento reversible (solo para la serie 4): 

Determinar el valor de kap y el valor k-1. Obtener k1(rev) y la concentración del OH - de la serie 4, y compararlo con el obtenido mediante el tratamiento irreversible. Presente los resultados encontrados en la siguiente tabla:

Tabla 16.7: Constante de velocidad de reacción reversible e irreversible de fenolftaleína en medio básico Constante kap k-1 k1(rev) k1(irrev) 

valor

Investigue que es la fuerza iónica, anexe la investigación con máximo de una página y calcule para cada serie de datos su valor, los resultados deberá incluirlos en la siguiente tabla:


123

Tabla 16.8: Fuerza iónica de reacción irreversible de fenolftaleína en medio básico Serie 1 2 3 4

[OH-]

Fuerza iónica

Conclusiones: Bibliografía: 1. Estudio cinético de la decoloración de la fenolftaleína en medio básico, Facultad de Quimica, Universitat de Valencia, Laboratorio de Química Física 1. 2. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


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Práctica 17 Celdas electroquímicas Objetivo: Realizar un estudio comparativo del poder oxidante de distintos pares redox, a través de la construcción de pilas galvánicas preparadas a partir de distintos pares redox, o semiceldas. Fundamento teórico: El concepto de Electroquímica implica transformaciones que requieren la presencia de electrodos. Dos electrodos sumergidos en un electrólito y unidos externamente p or un conductor metálico forman lo que se conoce como celda electroquímica. Si en la celda ocurre una reacción química que da lugar a una corriente eléctrica, se llama pila o celda galvánica. Si por el contrario, una corriente externa da lugar a una reacción química, entonces se llama celda o cuba electrolítica.Puesto que la Electroquímica trata de reacciones químicas que dan lugar a una corriente eléctrica o el fenómeno inverso, su estudio podrá hacerse, como el de la reac-ciones químicas ordinarias, desde dos puntos de vista diferentes, uno el termodinámico y otro el cinético. Las celdas galvánicas que dan lugar a una diferencia de potencial de equilibrio podrán ser estudiadas con ayuda de la Termodinámica; en cambio, en la celdas electrolíticas el proceso que ocurre es irreversible debido al paso de corriente por la celda, lo que hace que su estudio no pueda hacerse sobre una base termodinámica y habrá que recurrir a leyes cinéticas Celdas galvánicas En el estudio de las celdas galvánicas hay dos cosas a determinar, una la fuerza electromotriz de la celda, y otra la reacción responsable de tal fuerza electromotriz. Consideremos una celda Daniell. Como se indica en la figura, ésta consta de un electrodo de cinc sumergido en una disolución de ZnSO4 y otro de cobre sumergido en una disolución de CuSO4.

Figura 17: Celda galvánica o pila de Daniell. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Cada electrodo con su disolución se llama semicelda de la celda; en este caso, las dos semiceldas pueden estar separadas bien por un puente salino, o bien por un tabique poroso. Ambos evitan que se mezclen las dos disoluciones, permitiendo el contacto eléctrico. Cuando los dos electrodos se unen, una corriente eléctrica circula de uno a otro, como puede observarse intercalando un amperímetro debido a que existe un a diferencia de potencial entre los dos electrodos. La reacción que da lugar a esta fuerza electromotriz es:

dicha reacción se puede descomponer en dos partes, una que tiene lugar en el electrodo de la izquierda,

y otra que tiene lugar en el electrodo de la derecha,

Toda reacción que da lugar a electrones es una oxidación y aquella que consume electrones es una reducción; por tanto, en el electrodo de la izquierda ocurre una oxidación, quedando el Zn cargado negativamente, y en la semicelda del Cu ocurre una reducción, quedando este cargado positivamente. Los electrones salen del electrodo negativo y van al positivo a través del conductor que une ambos electrodos. El electrodo en el que ocurre la oxidación se llama ánodo y está cargado negativamente. El electrodo en el que ocurre la reducción se llama cátodo y está cargado positivamente. En la disolución los electrones son transportados por los iones, moviéndose los iones negativos hacia el electrodo negativo y los positivos hacia el electrodo positivo . Si se suman las semirreacciones) se obtiene la reacción original, que es la reacción de la celda, que da lugar a una fuerza electromotriz. La fuerza electromotriz de una celda galvánica (ε) se define como:

Donde Ecátodo y Eánodo son los potenciales en los terminales de los electrodos de la derecha e izquierda, ambos medidos con el mismo patrón. La celda se suele representar por:


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donde M y M’ son las concentraciones molares de las disoluciones de Zn2+ y Cu2+, cada línea representa una interfase, y la doble línea quiere decir que la unión entre las dos semiceldas no contribuye a la fuerza electromotriz de la celda. Materiales y reactivos: Materiales Electrodo de cobre Electrodo de zinc Electrodo de grafito Pipeta de 10 mL

Matraces volumétricos 100 mL Vaso de precipitado de 50 mL Papel lija Multímetro Reactivos

Sulfato de Cobre Sulfato de zinc Ioduro de potasio

Sulfato de Hierro II Cloruro férrico Agua

Procedimiento: 1. Prepare las siguientes soluciones: Reactivo Sulfato de cobre Sulfato de zinc Ioduro de potasio Cloruro férrico Sulfato ferroso

Volumen mL 50 50 50 50 50

Concentración 0.1 M 0.1 M 0.1 M 0.1 M 0.1 M

2. Preparar en un vaso de precipitado una solución saturada de cloruro de sodio. Recorte el papel filtro en tiras largas, de aproximadamente 2 cm de ancho, e introdúzcalas dentro de esta solución. 3. Con las soluciones preparadas se deberán de preparar las siguientes semiceldas:. 4. Semicelda Cu2+/Cu. Una barra u hoja de Cu limpio (previamente lijado) se introduce en unos 20 ml de disolución de CuSO4 0.1 M contenido en un vaso de precipitado de 100 ml. Semicelda A 5. Semicelda Zn2+/Zn. Una barra u hoja de Zn limpio (previamente lijado) se introduce en unos 20 ml de disolución de ZnSO4 0.1 M contenido en un vaso de precipitado de 100 ml. Ce


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6. Semicelda I2/2 I. En un vaso de precipitado de 100 ml se introduce una mezcla de 10 ml, medidos con pipeta, de disolución de I2 0.1 M y 10 ml de disolución de KI 0.1 M. También se introduce un electrodo limpio de grafito. 7. Semicelda Fe3+/Fe2+ En un vaso de precipitado de 100 ml se introduce una mezcla de 10 ml, medidos con pipeta, de disolución de Fe(NO3)3 0.1 M y 10 ml de disolución de FeSO4 0.1 M. También se introduce un electrodo limpio de grafito. 8. Cada una de las celdas, o pilas, se prepara uniendo un par de semiceldas por un puente salino. El puente salino para estas celdas es la tira del papel filtro humedecida en la solución de cloruro de sodio, e introduciendo cada extremo una de las semiceldas. Una vez hecho esto, puede medirse la diferencia de poten -cial entre los dos electrodos, uniendo estos mediante un conector tipo caimán que estará conectado a un multímetro. Tal como se muestra en el siguiente diagrama:

Figura 18: Representación de la celda electroquímica a montar 9. Se montan las siguientes celdas que se indican en la tabla, y determine la diferencia de potencial, la cual deberá ser positiva; reporte los valores encontrados : Tabla 17.1: Voltajes generados por diferentes conformaciones de celdas electroquímicas. Celda 1 2 3 4 5

Semicelda 1 Zn2+/Zn I2/2IZn2+/Zn I2/2IFe3+/Fe2+


Semicelda 2 Cu2+/Cu Cu2+/Cu I2/2IFe3+/Fe2+ Cu2+/Cu

Voltaje

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10. Construir un sistema como el que se muestra la figura para medir el potencial de la semicelda Zn2+/Zn respecto de I2/2I−, referenciadas ambas al electrodo Cu2+/Cu. Las celdas intermedias son semiceldas de Cu2+/Cu unidas por un alambre de cobre. 11. Construir un sistema similar al anterior para medir el potencial de la semicelda de Fe3+/Fe2+ respecto a la de I2/2I−, referenciadas ambas al electrodo Cu2+/Cu. Resultados Para cada una de las semiceldas construidas, escriba sus representaciones, tal como se describe en el fundamento teórico.

Figura 19: Representación del conjunto de celdas a formar. Tabla 17.2: Voltajes del conjunto de celdas formadas. Celda 1 2 3 4 5 6 7

Voltaje

Representación de la celda

Conclusiones Bibliografía


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1. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015.


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Práctica 18 Anodizado del aluminio Objetivo: Conocer las diferentes etapas para anodizar una pieza de aluminio, así como la aplicación de las Leyes de Farady para estimar el espesor teórico de la película formada y compararlo con el experimental. Procedimiento: Algunos metales, como por ejemplo el aluminio, titanio y cromo, tienen tendencia a cubrirse de películas de óxido estables en su superficie que los protegen de posterior corrosión. La formación de esta capa de óxido puede favorecerse conectando el metal al ánodo de una cuba electrolítica, donde sufrirá una reacción de oxidación. Por la razón antes expuesta, este proceso se conoce como anodizado. En el caso del aluminio, la película superficial de óxido es continua y porosa. Protege al metal contra la corrosión y además es posible colorearla con fines decorativos. La capa porosa presenta una estructura celular hexagonal con un poro central cilíndrico. Aunque es aislante térmica y eléctrica, su porosidad permite que exista continuidad eléctrica entre el circuito externo y el electrolito. Una vez cubierta la pieza de una capa de óxido poroso, se somete a un tratamiento con agua caliente, proceso que recibe el nombre de colmatación. La capa de óxido se vuelve menos porosa y protege más al metal. Posteriormente puede convertirse la película transparente en una coloreada por inmersión en una solución que contiene el colorante, por deposición catódica a partir de iones metálicos o por anodización autocolorante. En la primera etapa, el ataque a la capa pasiva con NaOH, se observa el desprendimiento de un gas que es hidrógeno, así como la formación de un complejo metálico que precipita en el fondo. La capa de alúmina (Al2O3) reacciona con el NaOH, formando Al(OH)3, que a su vez reaccionaría con el exceso de sosa formando ese complejo que es NaAlO2. Por tanto las reacciones que tienen lugar son: 𝐴𝑙 2 𝑂3 + 3𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2 𝑂 → 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 3𝑁𝑎2 𝑂 + 𝐻2 𝐴𝑙(𝑂𝐻)2 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2 + 2𝐻2 𝑂 En la segunda etapa, durante el proceso de anodizado, se tienen lugar dos reacciones redox: Ánodo (carga positiva): formación de la capa de alúmina dada la oxidación de aluminio. 𝐴𝑙 + 3𝑒 − → 𝐴𝑙 3+ Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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3 2𝐴𝑙 + 𝑂2 → 𝐴𝑙 2 𝑂3 2 Cátodo (carga negativa): reducción de protones para formar hidrogeno. 2𝐻 + + 2𝑒 − → 𝐻2 En la tercera y cuarta etapas no se producen reacciones dada que la tercera etapa es un proceso físico de adsorción y la cuarta etapa también es un proceso físico pero en este caso la hidratación. El proceso del anodizado mejoras las propiedades físicas y mecánicas del aluminio, ya que la película formada de aluminio es resistente a solventes, sin probabilidad de grietas o desprendimientos del acabado, tolerante al ambiente externo, no se degrada y de mínimo mantenimiento. Entre los usos de este material, se destacan:      

Estructuras arquitectónicas Electrodomésticos. Equipos para la elaboración de alimentos. Elementos deportivos. Mobiliario. Industria automotriz y aeronáutica.

Materiales y reactivos: Materiales Recipiente de plastico Caimanes Vaso precipitado 500 mL Piezas de aluminio

Fuente de poder Matraz volumétrico de 250 mL Piceta Reactivos

Acetona Hidróxido de potasio

Ácido clorhídrico Dicromato de potasio

Procedimiento experimental: 1. Preparar las siguientes soluciones: Reactivo NaOH H2SO4 K2Cr2O7

Volumen 250 mL 1500 mL 250 mL


Concentración %P/P 10% 16% 6%

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2. Medición de la pieza de aluminio. Utilizando un calibrador o vernier medir las dimensiones de la pieza y calcular el área total de la pieza, la cual es necesaria apra determinar la intensidad de corriente a utilizar. 3. Etapa de limpieza, desengrase y decapado. Las piezas tienen suciedad y polvo que se limpiarán con acetona para limpiar la superficie. Para el decapado se utilizara la solución de NaOH al 10%. Esta solución se calentara hasta llegar a unos 50°C y se introducen las chapas de aluminio (las chapas son de una aleación de aluminio). Esto eliminará la alúmina formada espontáneamente por contacto con el aire (esta capa es compacta y fina). Se tienen 5 minutos en la disolución de sosa, se sacan y se limpian con agua. 4. Etapa electrolítica o de corrosión. Armar la tina de anodizado como se muestra en la figura, tenga la precaución de lijar todas los piezas metálicas para el mejor acabado de las piezas a anodizar. La varilla de acero será el ánodo y se conectara al polo positivo de la fuente y la barra de plomo será el cátodo, que se colocará paralelamente al ánodo, serán el polo negativo En la celda agregue la solución de H2SO4 al 16% en peso.

Figura 20: Montaje para realizar anodizado experimental 5. Antes de introducir las piezas es necesario determinar la intensidad de corriente, I, para este caso se utiliza la siguiente expresión. 𝑗=

𝐼 𝑆

donde j es la densidad de corriente, A/dm2; I es la intensidad de corriente, Ampere y S es el área total de la pieza, dm2. Para el caso del aluminio la densidad de corriente, j se recomienda de 1.5 A/dm2.


133

6. Una vez conocido el valor del amperaje a utilizar, coloque la pieza en un soporto de aluminio y este a su vez en la varilla de acero y ajuste la fuente de poder a la intensidad requerida. Permita que el proceso de anodizado se lleve al cabo por al menos cuarenta minutos. 7. Etapa de coloreado. Una vez transcurrido el tiempo, se le dará color a la pieza, es un proceso de adsorción física de una sal, en este caso se usara la solución de K2Cr2O7 al 6%en peso. Se sumerge la pieza en la disolución (de color amarillento anaranjado) y se calienta a 40°C durante 10 minutos. 8. Etapa de sellado. Se meten los ánodos coloreados en agua hirviendo durante cinco minutos Se hidrata la alúmina que se expande pudiendo cerrar los poros. 9. Al finalizar el proceso, se deberá determina el espesor de la pieza. Resultados Reporte en la siguiente tabla: Área total,S Espesor inicial, e inicial Espesor final, e final Intensidad de corriente, I Calcule el espesor experimental de la película de Al2O3 formada en el proceso de anodización, reporte el resultado. 𝑒

𝑎𝑙𝑢𝑚𝑖𝑛𝑖𝑜

= 𝑒𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑒𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

Para el cálculo de la superficie teórica, utilice la ley de Faraday, mediante el siguiente procedimiento: 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐴𝑙 =

𝐼 ∗ 𝑡 ∗ 𝑛𝑢𝑚. 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 96500 ∗ 𝑃𝑀𝐴𝑙

Donde t, es el tiempo en segundos empleado en el anodizado. Con los moles de aluminio se pueden calcular los moles de alumina formada Al 2O3 mediante estequiometria, considerando la reaccion: 3 2𝐴𝑙 + 𝑂2 → 𝐴𝑙 2 𝑂2 2 Y con este valor puede calcular la masa de alumina, reporte los resultados: Masa de aluminio Moles de aluminio Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Moles de alumina Masa de alumina Considere que la densidad de la alumina es de 3.86 gr/cm3 y calcule el volumen ocupado de la alumnina en la pieza anodizada, V . Calcule es espesor teórico de la capa de alumnina, con la relación: 𝑒𝑒𝑥𝑝=𝑉 𝑆

Reporte sus resultados Volumen de alumina Espesor experimental e exp Compare el resultado experimental con el teóricos y la sección de Conclusiones explique las diferencias.

Conclusiones: Bibliografía: 1. Manual Laboratorio Integral II, Instituto Tecnológico de Aguascalientes; Agosto 2015. 2. Prácticas de Laboratorio Electroquímica y corrosión, Universidad de Guadalajara, Centro Universitario de Ciencias Exactas e Ingeniería, Laboratorio de Electroquímica y Corrosión.


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Práctica 19 Electrodeposición Objetivo: Aplicar las leyes de Faraday para descubrir los usos y aplicaciones de la electrodeposición de metales. Fundamento Teórico: La electro deposición es el recubrimiento electrolítico que se realiza a un objeto con fines decorativos o de protección anticorrosion, las reacciones de corros ión son de naturaleza electroquímica, ya que implican transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox. Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electro deposición, para producir una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo. Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los automóviles. En el cromado la electro deposición consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo. Las reacciones de corrosión son de naturaleza electroquímica. Estas reacciones implican una transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox. Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electrodeposición para producir una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo. Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los automóviles. En el cromado, la electrodeposición consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo.


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En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox.

Figura 21: Electrodeposición de cobre En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto su carga negativa y por esa razón es el polo positivo. Este esquema general es válido para la electrodeposición del cobre. El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo (en nuestro caso, la cucharilla de acero inoxidable). El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu++. Por último, el ánodo es un hilo de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre.


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Electrodeposición del cobre En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox. En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo, en el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo; en nuestro caso, un aro, una moneda, etc. El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu+2. Por último, el ánodo es un electrodo de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre. La batería (generador de corriente continua) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona oxidación de este metal: 𝐶𝑢 (𝑆) → 𝐶𝑢2+ (𝑎𝑞) + 2𝑒 − Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito: 𝐶𝑢2+ (𝑎𝑞) + 2𝑒− → 𝐶𝑢(𝑆) De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie del aro, moneda, etc. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday). El estudio de la electrolisis lo realizo el químico físico br itánico Michael Faraday, cuyas leyes pueden resumirse del siguiente modo: Primera ley de Faraday: La cantidad de una sustancia depositada o disuelta que interviene en una reacción electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de carga (intensidad de corriente y al tiempo) que fluye, es decir a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución.


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Q Q0



m1 m0

Dónde: Q0 = Es el valor de la constante de Faraday o sea 96500 culombios / eq -g. m0 = Es el peso equiva1ente del hidrógeno. m1 = Es la masa teórica de hidrógeno producido durante la electrólisis Segunda ley de Faraday: La masa de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad es directamente proporcional a sus pesos equivalentes. “Durante la electrolisis, 96500 Culombios de electricidad dan un peso equivalente de cualquier sustancia” Faraday =96500 Coloumbs Materiales y reactivos: Materiales Recipiente de plastico Caimanes Vaso precipitado 500 mL Piezas de aluminio

Fuente de poder Matraz volumétrico de 250 mL Piceta Electrodo de Cu, Zn, Fe Reactivos

Sulfato de cobre

Ácido sulfúrico

Procedimiento experimental: 1. Tome una varilla de cobre, péselo y átelo al polo POSITIVO de una batería o pila comercial utilizando alambre de soldadura de estaño para conectar el cobre y la pila. 2. A continuación, tome una cucharilla de acero inoxidable limpia y seca, pésela y átela al polo NEGATIVO de la pila, empleando otro alambre de estaño. 3. Preparar en un vaso de precipitados de 250 ml, una solución de sulfato de cobre (15 g en 200 mL de agua destilada) y añadir 15 ml de ácido sulfúrico concentrado. 4. Introducir luego los dos electrodos y esperar. Cuando se observe la capa de cobre electrodepositada sobre la cucharilla, sacar ésta de la celda electrolítica y secarla en estufa a 100 ºC durante 10 ó 15 minutos.


139

5. Volver a pesarla. La diferencia de pesos entre la cucharilla al final de la práctica y al principio corresponderá a la cantidad de cobre electrodepositado. A partir de este dato, y conociendo el tiempo que ha durado la electrodeposición, puede calcularse la intensidad de corriente circulante en la celda. 6. Con los datos recabados llene la siguiente información: Objeto

Peso inicial

Peso final

Varilla de cobre Cucharilla de acero Material electrodepositado

Tiempo de electrodeposición: ______________________

7. Escriba las hemirreacciones de la celda del proceso efectuado:

8. Desarrolla los cálculos necesarios para calcular la intensidad de corriente circulante por la celda electrolítica. Intensidad de corriente: ___________________________ Resultados: 1. ¿De qué manera podríamos llevar a cabo una deposición “espontánea” de cobre (sin el concurso de una fuente externa de energía) sobre otro metal? Describe el proceso y su mecanismo. 2. ¿Qué otros ejemplos de deposiciones espontáneas de unos metales sobre otros se podrían mencionar, de acuerdo con los datos de la tabla de potenciales de reducción estándar? Conclusiones: Bibliografía: • Patiño Jaramillo, Margarita. Química básica: prácticas de laboratorio. Instituto Tecnológico Metropolitano. Dirección Fondo Editorial. Colombia. Consultado el 28 de agosto de 2012 de la URL Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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http://books.google.com.mx/books?id=BZPfj8pN8iwC&printsec=frontcover&source=gbs_g e_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false. • Cruz Alejandro; Muñoz Herrera Alejandro; Jiménez Rodríguez, Amelia R.; Rizo Zúñiga, Benito, et.al. Química General Aplicada: Manual de Laboratorio. UPIBI. IPN. Agosto 2006. Consultado el 24 de agosto de 2012 de la URL: http://www.comunidades.upev.ipn.mx/UPIBI/Documentos%20compartidos/Materiales% 20de%20Pr%C3%A1cticas/Manual%20de%20Pr%C3%A1cticas%20de%20Qu%C3%AD mica%20General%20Aplicada.pdf. • Osorio Giraldo, Rubén Darío. Manual de Técnicas de Laboratorio Químico. Colección ciencia y Tecnología, Medellín Colombia. 2009. Consultado el 24 de agosto de 2012 de la URL: http://books.google.com.mx/books?id=vv_w_FC4vNUC&printsec=frontcover&source=gbs_ ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false • De Anda, Cárdenas, Pascual; Jara Castro, Sandra; Vivas Arceo, Ma. del Refugio; Flores de León, Herminia y Rodríguez Bautista Ma. de los Angeles. Química 2.Umbral Editorial, S.A. de C.V. Zapopán Jalisco, México. Consultado el 20 de agosto de 2012 de la URL http://books.google.com.mx/books?id=1bvEJPkLfI0C&pg=PA217&lpg=PA217&dq=practic as+periodicidad+quimica&source=bl&ots=r9GgY1vli_&sig=HbJxYRD6EZhx1k4ZmV4ZJvzXv z8&hl=en&sa=X&ei=eyw8UJXTBcLY0QGoz4GwDg&ved=0CDAQ6AEwAQ#v=onepage&q=p racticas%20periodicidad%20quimica&f=false.


141

Sección 3

Reactores químicos


142

Proyecto final Cinética química en reactor polivalente

Objetivo general: Diseñar y aplicar los conocimientos de cinética quimica para llevar a cabo una reacción química en el reactor polivalente. Objetivos específicos: 1. Desarrollar habilidades manuales básicas para el trabajo en un laboratorio. 2. Capacitar al estudiante en el manejo de equipo, instrumentos y substancias en forma eficiente y siguiendo las normas ecológicas y de seguridad. 3. Aprender a hacer mediciones experimentales de los fenómenos. 4. Reforzar la actitud y habilidad de trabajo individual y colaborativo. 5. Proporcionar nuevos conocimientos que complementen o refuercen los conocimientos teóricos. 6. Desarrollar una actitud inquisitiva, de investigación y creativa que permitan al estudiante ampliar su conocimiento del campo de acción del Ingeniero Químico. Fundamento Teórico: En la ingeniería química es de suma importancia la aplicación de los conocimientos de cinética química para realizar y controlar los parametros en el reactor químico. Las reacciones químicas en una planta industrial son de gran importancia, ya sea como parte del proceso de obtención de los productos o como generación de servicios. En este último caso están la combustión y el tratamiento de agua. La combustión se usa principalmente como fuente de energía. Una reacción química es una transformación o cambio reversible o irreversible, originado por la interacción de moléculas, átomos, iones o radicales, para formar una o más sustancias nuevas. Las reacciónes químicas pueden ser clasificadas como homogénas si solo invertiene una fase o heterogéneas si hay mas de una fase participando en la reacción. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

143

Un sustemas de reacciones se denomina complejo si ocurre más de una reacción, lo que origina que se formen varios productos, algunos de los cuales son mas importantes que los otros. Entre las reacciones complekas se encuentran las consecutivas, en las que el producto de la primera reacción reacciona a su vez con alguno de los reactivos del sistema. Otro tipo de reacciones complejas es el de las simultaneadas, en las que a partir de los mismo reactivos se obtienen varios productos diferentes. El corazon de una planta química es el reactor: para el se purifican y preparan los reactivos y de él depende el resto de la planta. Los reactores químicos pueden tener infinidad de formas, pues depende de si la reacción es en fase gaseosa, líquida o sólida, o si los productos se obtienen en forma intermintente o contínua. El diseño de un reactor es uno de los más díficiles o importantes trabajos a los que se puede enfrentar un ingeniero químico. Esta última sección se hará uso del reactor polivalente, por lo que aprenderemos a manipularlo de manera adecuada. La utilizacion del reactor polivalente para diseñar y aplicar los concoimientos teóricos de cinética química es el objetivo principal de esta última sección. Deberán diseñar o elegir una reacción química para llevarla a cabo en el reactor de manera didáctica. Dicha reacción deberá ser estudiada a detalle para tener las herramientas necesarias para realizar la determinacion de parámetros cinéticos. El Laboratorio 3 de nuestra institución cuenta con un reactor polivalente esta montado en una estructura tubular. El reactor es tipo tanque agitado en batch con chaqueta para calentamiento. El reactor polivalente (unidad UPR1000) por sus características físicas y equipamiento permite el estudio de los diferentes procesos que pueden llevarse a cabo con los materiales contenidos en la cuba de acero inoxidable, operándolo en condiciones de presión atmosférica y de presión reducida. Así, se puede llevar a cabo los es tudios descritos a continuación -

Reacciones químicas Destilación diferencial Cristalización por concentración Evaporación de efecto simple

Pudiendo realizarse en todos cálculos de cinética, balance de materia y rendimiento de reacción.


144

Procedimiento: 1. Elegir o diseñar una reaccion química para determiner los siguientes parámetros: - Constante de equilibrio químico - Efecto de la tempatura en el equilibrio químico - Efecto de la concentración en el equilibrio químico - Velocidad de reaccion - Efecto de la temperature en la velocidad de reacción. 2. Elaborar el diseño experimental para calcular los parámetros mencionados en el punto anterior en el reactor polivalente. 3. Realizar el trabajo experimental y obtener resultados 4. Entregar reporte del trabajo.

Descripción del equipo: El reactor modelo UPR1000 marca PIGNAT es un modelo didáctico de suma utilidad, en el siguiente diagram de flujo se representa la operación del mismo.


145


146

Número

Nombre del Equipo

1

Reactor.

2

Tapa de vidrio del reactor.

3

Tubo de abastecimiento.

4

Módulo de agitación.

5

Columna de rectificación.

6

Cabeza de reflujo electromagnético.

7

Condensador horizontal.

8

Recibidores de destilado.

9

Circuito de vacío.

10

Circuito de abastecimiento de agua fría.

11

Encendido y apagado de agitación.

12

Alimentación de vapor.

13

Medidor de flujo de agua.

14

Reflujo y trasiego.

Válvulas

Función

V1

Válvula de abastecimiento del tubo de abastecimiento por la subida de líquido.

V2

Válvula de rompe-vacío del tubo de abastecimiento.

V3

Válvula de puesta bajo presión reducida del tubo de abastecimiento.

V4 y V5

Válvula de abastecimiento del reactor a partir del tubo de abastecimiento.

V6

Válvula de vaciado del tubo de abastecimiento.

V7

Vaciado del reactor.


147

V8 y V9

Válvula reguladora de flujo de agua de condensadores.

V10

Válvula de abastecimiento general en agua de enfriamiento.

V11

Válvula de tres vías. Selección de los recibidores para el almacenamiento de las fases pesada y ligera.

V12 y V13

Válvula de presión atmosférica de los recibidores 8.

V14 y V15

Válvula de rompe vacío de los recibidores 8.

V16 y V17

Vaciado de los recibidores 8.

V18

Puesta al aire del equipo.

V19 y V20 V21

Válvula de corriente de vacío. Válvula de abastecimiento del circuito de vacío.

Operación del equipo (BATCH): a. El fluido previamente medido se carga directamente en el reactor por medio de las entradas del mismo que están en la parte frontal superior de éste. (Asegúrese de que V7 este cerrada). b. Una vez realizada ésta operación asegúrese de que las entradas del reactor estén bien cerradas. c. Una vez cargado el reactor se procede a cerrar V4 y V5. d. Abra el paso de vapor así como el de agua y aire. e. Mediante V10 y V9 se regula la cantidad de agua que ingresa a los respectivos refrigerantes.


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f. El reactor cuenta con un termómetro. La temperatura dentro de este solo puede controlarse manipulando el paso del vapor.

g. Para iniciar la agitación es necesario que el equipo esté conectado. Oprima el botón verde de 11 y con V regule la velocidad; el botón rojo detiene la agitación. Una vez iniciado el proceso los vapores generados por el calentamiento se pueden, una vez condensados, recircular al reactor o mandarlos a los depósitos (8). Para reflujo de destilado: a) En 14 gire la perilla hacia la izquierda donde se indica la etiqueta de REFLUJO.

Para trasiego: a) En 14 gire la perilla hacia la derecha donde se indica la etiqueta de TRASIEGO. Nota: Para la recepción del destilado es necesario trabajar en trasiego.


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Recepción de destilado: a) Abra V14 y V15. b) Gire V11 a la izquierda para recibir el destilado en el depósito 8 izquierdo y a la derecha para recibir en 8 derecho. c) Con V16 y V17 puede recolectar o vaciar los depósitos 8.

Descarga Del reactor: a) Abra V7 para descargar el contenido del reactor. (PRECAUCIÓN: el contenido puede tener una temperatura entre 20-100 °C)


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De los tanques a) Abrir V14, V15, V16 y V17 Limpieza del equipo: a) Espere a que se enfríe el equipo. (Es recomendable que abra las entradas frontales del reactor). b) Una vez que la temperatura descienda debajo de 50°C cierre V7 y cargue el reactor con agua. c) Ponga en funcionamiento el equipo hasta que comience la destilación. d) Cierre las fuentes de alimentación, desconecte el equipo y por último descargue el reactor. Nota: Deje el reactor destapado y V7 abierta. Cronograma de actividades: Elaborar un cronograma de actividades para mantener la organización y adecuada secuencia de reaccion. Calculos: Determinar los datos iniciales esenciales para poder obtener los parámetros cinéticos, no omitir ningun dato, especialmente volumenes. Resultados: Mostrar los parámetros cinéticos obtenidos Conclusiones: Describir brevemente el proceso y product obtenido, mencionando hechos importantes. Bibliografia: -

Toscano Palomar Lydia, Laboratorio de Balance de Materia y Energía, Serie de Manuales del Instituto Tecnológico de Mexicali. Universidad Autónoma del Estado de México, Manual de operación del reactor polivamente, Laboratorio de Ingeniería Química.


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Anexos


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Figuras: Figura 1: Diagrama del sistema para determinar presión de vapor Figura 2: Calorímetro experimental de poli-estireno. Figura 3: Volúmenes molares para etanol (1) / agua (2) a 1 atm Figura 4. Método de la derivada para el cálculo del volumen molar. Figura 5: Diagrama de fase de una sustancia pura Figura 6: Diagrama del equipo de destilación Figura 7. Componentes en sistema bifásico y monofásico Figura 8: Diagrama de solubilidad del sistema cloroformo-agua-ácido acético Figura 9. Diagrama de solubilidad Cloroformo, ácido acético y agua Figura 10. Líneas de reparto del diagrama de solubilidad Figura 11: Mecanismo de acción de la cafeína Figura 12: Ensayo de una ecuación cinética por el método integral de análisis Figura 13: Estructura del violeta cristal Figura 14: Método diferencial para determinar el orden de reacción. Figura 15: Equipo de reacción con reflujo Figura 16: Estructuras más importantes de la fenolftaleína Figura 17: Celda galvánica o pila de daniell. Figura 18: Representación de la celda electroquímica a montar Figura 19: Representación del conjunto de celdas a formar. Figura 20: Montaje para realizar anodizado experimental Figura 21: Electrodeposición de cobre


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Tablas: Tabla 3.1: Determinación de la densidad de un sólido irregular Tabla 3.2: Determinación de la densidad del agua mediante un picnómetro Tabla 3.4: Ejercicio estadístico Tabla 5.1: Determinación de capacidad calorífica del agua Tabla 5.2: Valores estadísticos de capacidad calorífica del agua Tabla 6.1: Determinación de numero de moles Tabla 6.2: Determinación de peso molecular promedio Tabla 6.3: Determinación de densidad y volumen molar total Tabla 6.4: Determinación de primera derivada Tabla 6.5: Determinación de volúmenes molares Tabla 7.1: Determinación de índice de refracción Tabla 7.2: Determinación de fracciones molares e índices de refracción Tabla 8.1: Determinación de fracciones molares en fase liquida y vapor Tabla 9.1: Valoraciones de fases acuosa y orgánica. Tabla 9.2: Determinación de coeficientes de reparto Tabla 10.1: Porcentajes de solubilidad de la mezcla Cloroformo, ácido acético y agua Tabla 14.1: Longitud de onda para estándar de café soluble Tabla 14.2: Longitud de onda para estándar de café soluble descafeinado. Tabla 15.2: Diferentes tiempos de reacción a diversos baños de temperatura. Tabla 17.1: Volúmenes gastados en diferentes intervalos de tiempo Tabla 17.2: Concentración de Yodo en diferentes intervalos de tiempo Tabla 17.3: Ecuación integradas para diferentes órdenes Tabla 17.4: Ecuación ajustada para diferentes órdenes. Laboratorio integral II/ Dra. Michelle Arredondo

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Tabla 17.5: Ecuación de velocidad experimental para la reacción de Yodo. Tabla 19.1: Tiempo vs Absorbancia para primera dilución de violeta cristal. Tabla 19.2: Tiempo vs Absorbancia para segunda dilución de violeta cristal. Tabla 19.3: Tiempo vs Absorbancia para tercera dilución de violeta cristal. Tabla 19.4: Tiempo vs Absorbancia para cuarta dilución de violeta cristal. Tabla 19.5: Tiempo vs Absorbancia para quinta dilución de violeta cristal. Tabla 20.1: Concentración de NaOH vs Tiempo Tabla 20.2: Primera derivada para determinar la concentración de NaOH vs Tiempo Tabla 20.3: Orden de reacción y constante de velocidad determinado por métod o diferencial. Tabla 21.1: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 1 en medio básico vs tiempo Tabla 21.2: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 2 en medio básico vs tiempo Tabla 21.3: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 3 en medio básico vs tiempo Tabla 21.4: Absorbancia de la fenolftaleína de la serie 4 en medio básico vs tiempo Tabla 21.5: Constante de velocidad y pendiente de reacción de fenolftaleína en medio básico. Tabla 21.6: Constante absoluta de velocidad de reacción de fenolftaleína en medio básico. Tabla 21.7: Constante de velocidad de reacción reversible e irreversible de fenolftaleína en medio básico Tabla 21.8: Fuerza iónica de reacción irreversible de fenolftaleína en medio básico Tabla 22.1: Voltajes generados por diferentes conformaciones de celdas electroquímicas. Tabla 22.2: Voltajes del conjunto de celdas formadas.


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Laboratorio integral II

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