Practica de Laboratorios Fisicoquimica Final

Carbon a 35°C 1/N Vs 1/Cf

Carbon a 32°C 1/N Vs 1/Cf

Suelo a 32°C 1/N Vs 1/Cf

Suelo a 35°C 1/N Vs 1/Cf

Log [Na2S2O3]

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA
ESCUELA DE CIENCIAS AGRÍCOLAS, PECUARIAS Y DEL AMBIENTE
LABORATORIOS DE FISICOQUIMICA

PRESENTADO POR:
Diana Carolina Rojas Puentes Cód: 1.130.595.835
Correo: [email protected]
Tutor Virtual: Andrés Felipe Martínez
Grupo: 21
Jorge Alejandro Giraldo Muñoz Cód: 1.114.388.936
Grupo: 46
Johana Bermúdez Tapiero Cód: 1.117.507.573
Grupo: 21
Luis Fernando Duque López
Grupo: 19

TUTOR DE LABORATORIO:

Carlos Escobar

OCTUBRE 26 DE 2014
PRACTICA No.1.
DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm)

RESUMEN

En esta práctica se identificará la capacidad calorífica de un calorímetro, para este caso un recipiente en Icopor, utilizando masas de agua potable a diferentes temperaturas, adicionalmente se mezcla con agua destilada para identificar el calor generado con las dos sustancias.

Con el suministro de cierta cantidad de calor Q en las sustancias utilizadas, se refleja aumento de su temperatura que llamaremos ΔT. De esta forma podemos definir la Capacidad Calorífica (C) como la relación entre el calor suministrado al cuerpo y el incremente de temperatura que sufre. Esta relación seria Q=C*ΔT.

Palabras claves: Capacidad Calorífica, Entalpia, Entropía, Calorímetro, Temperatura, Mezcla

INTRODUCCIÓN

En un sentido amplio, la calorimetría se desarrolló históricamente como una técnica destinada a fabricar aparatos y procedimientos que permitieran medir la cantidad de calor desprendida o absorbida en una reacción mecánica, eléctrica, química o de otra índole.
Para profundizar en el tema, se determinará en el laboratorio la entalpía molar de disolución (ΔHSN) y entropía de una mezcla binaria (ΔSM).

Las entalpías de dilución y disolución, junto con la capacidad calorífica, constituyen la principal fuente de información acerca de las propiedades térmicas de las disoluciones.
La entalpia de disolución (DHd) de una sustancia es la energía involucrada en el proceso de disolución. El cambio de entalpia que se observa al preparar una disolución puede considerarse como la suma de dos energías.

El valor de la entalpia de disolución depende de la concentración de la disolución final.

Por último, se desarrollaran cálculos para determinar:

Calibración del calorímetro

Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial ó agrícola ó pecuaria, etc.

Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua

Capacidad calorífica de una muestra de suelo

FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

Capacidad calorífica.

La capacidad calorífica (C) es el puente cuantitativo que vincula el flujo de calor, desde, o hacia un sistema y el cambio de temperatura que experimenta. Si se produce un pequeño (infinitesimal) flujo de calor ΔQ se obtiene un pequeño cambio de temperatura ΔT afectado por la constante de proporcionalidad C, de modo que:
ΔQ = C ΔT (ecuación 1)

En la ecuación 1, ΔQ puede ser positivo o negativo mientras que la cantidad C es siempre positiva, de modo que el signo del cambio de temperatura indica la dirección del flujo de calor: si la temperatura aumenta el calor fluye hacia el sistema y se considera flujo positivo; si la temperatura disminuye, el calor abandona el sistema y el flujo se considera negativo.

La capacidad calorífica de un sistema es inherente al tipo de material que lo constituye y además proporcional a la cantidad de este material; y puede tener adicionalmente cierta dependencia de la temperatura.

Un cuerpo con un valor alto de la capacidad calorífica desarrolla poco cambio en la temperatura cuando se le suministra una cantidad de calor dada, o requiere de la transferencia de gran cantidad de calor para que se produzca un cambio dado en su temperatura.

Para eliminar la dependencia entre la capacidad calorífica y la cantidad de sustancia se define el calor específico (c) como la capacidad calorífica de 1 gramo de sustancia; o el calor específico molar (c') como la capacidad calorífica de un mol del material.

Las unidades de la capacidad calorífica son cal/K; las del calor específico cal/g · K y las del calor específico molar cal/mol · K.

Hemos visto que la capacidad calorífica se define en términos de un cambio pequeño (infinitesimal) de la temperatura, pero la temperatura de un sistema puede cambiar por vías diferentes en un proceso:
Manteniendo la presión constante.
Manteniendo el volumen constante.
Con ambas magnitudes, presión y volumen cambiantes.
La capacidad calorífica con frecuencia depende de cómo se hace el cambio de temperatura y de los valores de las variables presión (p), volumen (V) y temperatura (T), las llamadas variables termodinámicas. De acuerdo con ello la capacidad calorífica se escribe agregando los sub-índices p o V a la representación de la capacidad calorífica (C). Los dos casos de interés especial son:
Para volumen constante ΔQ = Cv ΔT
Para presión constante ΔQ = Cp ΔT
El cambio de volumen de los líquidos con la temperatura es insignificante comparado con el cambio que se produce en un gas y para el caso de los sólidos la presión prácticamente no tiene utilidad alguna; por lo tanto, en estos dos casos los sub-índices no se usan.

Disolución
El proceso de disolución de una sustancia suele ir acompañado de una absorción o desprendimiento de calor que, referido a un mol de sustancia, se conoce con el nombre de "calor molar de disolución". Sin embargo, esta magnitud no es constante sino que depende de la cantidad de disolvente y, por lo tanto, de la concentración de la disolución. Al disolver gradualmente una masa de sustancia en una cantidad de disolvente dada, la composición de la disolución varía desde la del disolvente puro hasta la de la disolución final.

MAPA CONCEPTUAL

Capacidad CaloríficaCapacidad Calorífica
Capacidad Calorífica
Capacidad Calorífica

Cantidad de calor que se requiereCantidad de calor que se requiere
Cantidad de calor que se requiere
Cantidad de calor que se requiere

Para Para
Para
Para
Elevar un grado Celsius la temperatura Elevar un grado Celsius la temperatura De una determinada cantidad de sustancia.De una determinada cantidad de sustancia.
Elevar un grado Celsius la temperatura
Elevar un grado Celsius la temperatura
De una determinada cantidad de sustancia.
De una determinada cantidad de sustancia.

Mediante Mediante
Mediante
Mediante
C=mceC=mceLa ecuaciónLa ecuación
C=mce
C=mce
La ecuación
La ecuación

Para el cambio de calor Para el cambio de calor
Para el cambio de calor
Para el cambio de calor

Se utiliza la ecuaciónq = mcΔtSe utiliza la ecuaciónq = mcΔt
Se utiliza la ecuación
q = mcΔt
Se utiliza la ecuación
q = mcΔt

La entalpia depende deLa entalpia depende de
La entalpia depende de
La entalpia depende de

La cantidad de materiaLa cantidad de materia
La cantidad de materia

Para una disolución o mezcla de dos componentes, la entalpia corresponde al calor que libera o absorbe Para una disolución o mezcla de dos componentes, la entalpia corresponde al calor que libera o absorbe
Para una disolución o mezcla de dos componentes, la entalpia corresponde al calor que libera o absorbe
Temperatura y presión contanteTemperatura y presión contante
Temperatura y presión contante

Mediante la EcuaciónMediante la Ecuación
Mediante la Ecuación

ΔHsn=Qsn/nΔHsn=Qsn/n
ΔHsn=Qsn/n
ΔHsn=Qsn/n

MENTEFACTO CONCEPTUAL

DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm)DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm)


CAPACIDAD CALORIFICACAPACIDAD CALORIFICA
CAPACIDAD CALORIFICA
CAPACIDAD CALORIFICA

PresiónPresión
Presión
Presión

VolumenVolumen
Volumen
Volumen

TemperaturaTemperatura
Temperatura
Temperatura

EntropíaEntropíaEntalpiaEntalpia
Entropía
Entropía
Entalpia
Entalpia
DisoluciónDisolución
Disolución
Disolución

MATERIALES Y EQUIPOS

Calorímetro (Vaso de Icopor)
Beaker
Vidrio Reloj
Espátula Metálica
Termómetro
Balanza Analítica
Parrilla Eléctrica
Balanza Digital

SUSTANCIAS UTILIZADAS

Agua Potable
Agua Destilada
Hidróxido de Sodio
Agua de rio
Suelo

PROCEDIMIENTOS


Lavar y secar el calorimetro (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como :mc
En un beaker calentar 100 mL de agua hasta alcanzar 80°C (T1)
Alistar 100mL de agua en otro beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al calorímetro, taparlo y tomar lecturas de la temperatura del agua cada minuto, durante 5 minutos, hasta que permanezca constante ,registrar como T0
Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a 80°C, tapar inmediatamente el vaso Calorímetro, agitar y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio ,permanece constante ; registrar este último valor como : Teq

Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial ó agrícola ó pecuario, etc.

Lavar y secar el calorímetro, pesarlo en la balanza y registrar como: mc
En un beaker calentar 100 mL de agua destilada, hasta alcanzar 80°C (T1)
Alistar 100mL de la muestra de agua de rio, en otro beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al calorímetro ó vaso Dewar, taparlo y tomar lecturas de la temperatura del agua cada minuto, durante 5 minutos, hasta que permanezca constante ,registrar como T0
Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a 80°C, tapar inmediatamente el calorímetro, agitar y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio ,permanece constante ; registrar este último valor como : Teq.
Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua.

Alistar el calorímetro, lavar y secar.
Pesar exactamente en un vidrio de reloj 2 g de NaOH (anotar como mNaOH ), medir su temperatura :T1.
Adicionar 100mL de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos.
Después de transcurrido este tiempo , agregar el NaOH rápidamente al calorímetro utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el calorímetro, agitar vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 5 min, verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo constante ; registrar este último valor como : Teq , en su tabla de datos.
Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.

Alistar el calorímetro, lavar y secar
Pesar exactamente en un vidrio de reloj más ó menos, 20 g de suelo (anotar como msuelo ), medir su temperatura :T1
Adicionar 100mL de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos
Después de transcurrido este tiempo , agregar el suelo rápidamente al calorímetro utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 5 min, verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo constante ; registrar este último valor como : Teq , en su tabla de datos
Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro

FLUJO GRAMA

Calibración del Calorímetro

Lavar y secar el calorímetro (Vaso de icopor) Lavar y secar el calorímetro (Vaso de icopor)
Lavar y secar el calorímetro
(Vaso de icopor)
(Vaso de icopor)

LuegoLuego
Luego
Luego

2. Pesar el calorímetro 2. Pesar el calorímetro
2. Pesar el calorímetro

Tomar la temperaturaTomar la temperatura3. Alistar un Beaker y calentar 100 ml de H2O hasta llegar a 80°C3. Alistar un Beaker y calentar 100 ml de H2O hasta llegar a 80°C
Tomar la temperatura
3. Alistar un Beaker y calentar 100 ml de H2O hasta llegar a 80°C
3. Alistar un Beaker y calentar 100 ml de H2O hasta llegar a 80°C

4. Alistar 100ml de agua en otro Beaker4. Alistar 100ml de agua en otro Beaker
4. Alistar 100ml de agua en otro Beaker
4. Alistar 100ml de agua en otro Beaker

5. Adicionar al calorímetro taparlo y tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces.5. Adicionar al calorímetro taparlo y tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces.
5. Adicionar al calorímetro taparlo y tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces.
5. Adicionar al calorímetro taparlo y tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces.

6. Luego agregar los 100ml de agua que están a 80°C, tapar, agitar y tomar la temperatura de la mezcla cada minuto durante cinco minutos6. Luego agregar los 100ml de agua que están a 80°C, tapar, agitar y tomar la temperatura de la mezcla cada minuto durante cinco minutos
6. Luego agregar los 100ml de agua que están a 80°C, tapar, agitar y tomar la temperatura de la mezcla cada minuto durante cinco minutos
6. Luego agregar los 100ml de agua que están a 80°C, tapar, agitar y tomar la temperatura de la mezcla cada minuto durante cinco minutos

Fin Fin
Fin
Fin

FLUJO GRAMA

Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial ó agrícola ó pecuario, etc.

(Vaso de icopor)
(Vaso de icopor)

LuegoLuego
Luego
Luego

2. Pesar el calorímetro 2. Pesar el calorímetro

3. Alistar 100ml de agua potable3. Alistar 100ml de agua potableTomar la temperaturaTomar la temperatura
3. Alistar 100ml de agua potable
3. Alistar 100ml de agua potable

4. Alistar 100ml de agua destilada y calentar hasta llegar a los 80 °C4. Alistar 100ml de agua destilada y calentar hasta llegar a los 80 °C
4. Alistar 100ml de agua destilada y calentar hasta llegar a los 80 °C
4. Alistar 100ml de agua destilada y calentar hasta llegar a los 80 °C

5. Agitar las dos muestras en el calorímetro 5. Agitar las dos muestras en el calorímetro
5. Agitar las dos muestras en el calorímetro
5. Agitar las dos muestras en el calorímetro

6. Tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces6. Tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces
6. Tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces

Fin Fin
Fin
Fin

FLUJO GRAMA

Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua

(Vaso de icopor)
(Vaso de icopor)

LuegoLuego
Luego
Luego

Tomar la temperaturaTomar la temperatura
2. Pesar 2 g de NaOH2. Pesar 2 g de NaOH
2. Pesar 2 g de NaOH

2. Pesar 2 g de NaOH

3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorimetro3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorimetro
3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorimetro
3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorimetro

Tomar datosTomar datos4. Tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces4. Tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces
Tomar datos
Tomar datos

5. Luego agregar NaOH al calorímetro5. Luego agregar NaOH al calorímetro
5. Luego agregar NaOH al calorímetro
5. Luego agregar NaOH al calorímetro

6. Agitar y leer la temperaturaCada minuto durante 5 min6. Agitar y leer la temperaturaCada minuto durante 5 min
6. Agitar y leer la temperatura
Cada minuto durante 5 min


Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.



Fin Fin
Fin
Fin

FLUJO GRAMA


(Vaso de icopor)
(Vaso de icopor)

LuegoLuego
Luego
Luego

Tomar la temperaturaTomar la temperatura
2. Pesar 20 g de Suelo2. Pesar 20 g de Suelo
2. Pesar 20 g de Suelo

2. Pesar 20 g de Suelo

3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorímetro3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorímetro
3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorímetro
3. Adicionar 100ml de agua destilada al calorímetro

Tomar datosTomar datos4. Tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces4. Tomar la temperatura cada minuto durante cinco veces
Tomar datos
Tomar datos

5. Luego agregar el suelo al calorímetro5. Luego agregar el suelo al calorímetro
5. Luego agregar el suelo al calorímetro
5. Luego agregar el suelo al calorímetro

6. Agitar y leer la temperaturaCada minuto durante 5 min6. Agitar y leer la temperaturaCada minuto durante 5 min


Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.



Fin Fin
Fin
Fin

TABLA DE DATOS


SUSTANCIA
TEMPERATURA

T
T1
T0
Teq
Agua(ambiente)
31
____
51
____
Agua Caliente
____
80
____
____
Mezcla
____
____
____
49
Calorímetro

mc=5.23 g

Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial ó agrícola ó pecuaria, etc.

SUSTANCIA
TEMPERATURA

T
T1
T0
Teq
Agua(ambiente)
27
____
53
____
Agua Caliente
____
80
____
____
Mezcla
____
____
____
51
Calorímetro

mc=4.90 g

Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua.

DATOS
NaOH ( 1)=32°
Mezcla = 30 °C
Suelo ( )=28 °
Vidrio. Reloj (m) = 25,34 g
Agua Destilada: ( 0)= 28°
Suelo: (m) = 20 g

4. Capacidad calorífica de una muestra de suelo

SUSTANCIA
TEMPERATURA

T
T1
T0
Teq
Agua(ambiente)
____
____
30
____
NaOH
____
32
____
____
Disolución
____
____

30
Calorímetro

mc=4.90 g

Suelo

28 °C

ECUACIONES DE CÁLCULO

A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:

=30,0658 7,48+10 3T /
30

Encontrar la densidad de las masas de agua utilizada en la mezcla.

Densidad de T

= 30,0658 7,48 10 3 31ºC = 0,994 /
30

Densidad de T1

=30,0658 7,48 10 3 80ºC = 0,982 /
30
Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar así: m1 para el agua a temperatura ambiente (T) y m2 para el agua caliente (T1)

RESPUESTA

=

=

Masa para el agua a temperatura ambiente 1=100 0.994 =99.4

Masa para el agua caliente 2=100 0,982 = 98.2

Con base a la ecuación de balance de calor:

Q ganado = -Q cedido

Dónde:

Q ganado = es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura ambiente
Q cedido = es el calor perdido por la masa de agua caliente.
Se tiene que:

mcCe(Teq- T0) + m1CH2O(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)

De esta expresión se debe despejar Ce y luego reemplazar los datos obtenidos.
Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C

RESPUESTA

Despeje de Ce

mcCe(Teq- T0) + m1CH2O(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)

= 1 2( ) 2 2 ( 1)
( 0)

= 99,4 (49º 51º ) 98,2 (49º 80º )
5,23g (49°C-51°C)

= 198,8 – 3044,2
10,46

= 272.026

2. Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial ó agrícola ó pecuaria, etc.

CALCULOS

A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:

d=30,0658 7,48 10 3T = /
30

Encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla

RESPUESTA:

Densidad de T

d=30,0658 7,48 10 3 27°C = 0,995 /
30

Densidad de T1

d=30,0658 7,48 10 3 80ºC = 0,982 /
30

Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra, registrar así: m1 para la muestra de agua, a temperatura ambiente ( T ) y m2 para el agua caliente(T1)

RESPUESTA:

d=m
v
m=d v

Masa para el agua a temperatura ambiente

m1=100 0,995 = 99,5 g

Masa para el agua caliente m2=100 0,982=98,2 g

Con base en la ecuación de balance de calor:

Q ganado=-Q cedido

Se tiene que:

( 0) + 1( 0)= 2 2 ( 1)

Dónde: Cm es la capacidad calorífica de la muestra de agua analizada.

De esta expresión se debe despejar Cm y luego reemplazar los datos obtenidos.

RESPUESTA

1( )= 2 2 ( 1) ( )

99,5g Cm (51°C 53°C)= 98,2g (51°C 80°C) 4.90g 272.026 (51°C 53°C)

Cm= m2CH2O (Teq T1) – mcCe (Teq To) /m1 (Teq To)

Cm= 98,2g (51°C 80°C) 4,90g 272.026 (51°C 53°C) =
99,5 (51°C 53°C)

Cm= 2847.8- 2665.8
199
Cm= 0.914

4. Capacidad calorífica de una muestra de suelo
CALCULOS
A partir de la temperatura T0 y utilizando la siguiente ecuación:

d= 30,0658 7,48 10 3T /
30

Encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro

Con base en la ecuación de balance de calor:

= =

Dónde:

Q ganado es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura ambiente (T0)
Q cedido es el calor desprendido por efecto de la disolución del NaOH

Se tiene que:

= ( ( 0) + 2( 1))

= (4,18 J/g . ºC (30 ºC – 30 ºC) + 40 4,18 J/g . ºC (30 32))

= - 334,4

El calor cedido en el proceso hará que aumentará la temperatura del agua, del calorímetro y del propio NaOH. La aproximación que se hace es considerar el calor específico del hidróxido similar al del agua (CH2O =1cal /g.°C= 4,18 J/g.ºC).

Teniendo en cuenta el valor hallado de Qsn y el número de moles de Hidróxido de sodio adicionado al calorímetro, calcular la entalpía molar de disolución, así:

Δ =

Δ = -334,4
40

Δ = - 8,36

Respuesta

Calcular la molaridad (M) de la disolución estudiada
Comparar el valor obtenido con lo reportado en literatura y calcular el porcentaje de error. Analizar las posibles causas de error.
Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de la mezcla , según la ecuación:

Δ =2,303. log

Δ =2,303. log

Δ =2,303 52 log 30
30

Δ = 119,75

TABLAS DE RESULTADOS

M ATERIAL
INDICADORES

C
M
ΔHsn

ΔSm

Calorimetro

____
____
NaOH aq
____

-8,36
119,75
Suelo

28 °C

DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE LOS RESULTADOS

Por medio de la práctica No.1, se identificó el comportamiento de la capacidad calorífica de diferentes tipos de muestras analizadas, siendo el calorímetro el instrumento que aporta a este proceso, dado que se cumple con las condiciones de un sistema termodinámico aislado.

En cuanto a los resultados obtenidos se puede apreciar que el proceso de calibración del calorímetro es el que presenta mayor capacidad calorífica = 272.026.

CONCLUSIONES

En esta práctica pudimos comprobar y calcular la capacidad calorífica de diferentes muestras.

Se determinó la contante de un calorímetro por el método de mezclas binarias, para la demostración del equilibrio de temperatura en diferentes temperaturas bajo el suministro de calor.

La entropía de un sistema aislado continua aumentando mientras se realicen cambios en el. Cuando el cambio queda estable el sistema está en equilibrio y la entropía alcanza un valor máximo. Lo cual se puede apreciar con cada muestra.

Un sistema aislado no intercambia ni materia ni energía con su entorno, por ello la temperatura se queda en equilibrio termodinámico.

CUESTIONARIO

Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.

El calorímetro es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos. Es decir, sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así como para medir las cantidades de calor que liberan o absorben los cuerpos. El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un envase cerrado y perfectamente aislado con agua, un dispositivo para agitar y un termómetro. Se coloca una fuente de calor en el calorímetro, se agita el agua hasta lograr el equilibrio, y el aumento de temperatura se comprueba con el termómetro. Si se conoce la capacidad calorífica del calorímetro (que también puede medirse utilizando una fuente corriente de calor), la cantidad de energía liberada puede calcularse fácilmente. Cuando la fuente de calor es un objeto caliente de temperatura conocida, el calor específico y el calor latente pueden ir midiéndose según se va enfriando el objeto. El calor latente, que no está relacionado con un cambio de temperatura, es la energía térmica desprendida o absorbida por una sustancia al cambiar de un estado a otro, Los calorímetros adiabáticos, se construyen de tal forma que no permiten intercambio de calor entre la celda y los alrededores, por lo tanto se emplean materiales aislantes para mantener aislado el sistema y relacionar el calor generado con la diferencia de temperatura que produce.
CALORÍMETRO ISOPERIBÓLICO
Un calorímetro isoperibólico mantiene constante la temperatura de los alrededores mediante el uso de un termostato, mientras que la temperatura del sistema de medida puede variar con el tiempo. Existe una resistencia térmica RT, de magnitud definida entre los alrededores y la celda donde se realiza la medida, de tal forma que el intercambio de calor depende de la diferencia de temperatura entre estos (AT es igual a la temperatura de los alrededores y CT igual a la temperatura de la celda y sistema de medida); como AT es constante entonces el flujo de calor es una función de TC. Si la generación de calor dentro de la celda se termina, la temperatura TC se aproxima a la temperatura de los alrededores TA. La siguiente figura muestra un esquema de la disposición de este tipo de calorímetros.
como en el caso de líquido a sólido o viceversa. Cuando la fuente de calor es una reacción química, como sucede al quemar un combustible, las sustancias reactivas se colocan en un envase de acero pesado llamado bomba. Esta bomba se introduce en el calorímetro y la reacción se provoca por ignición, con ayuda de una chispa eléctrica.

CALORÍMETRO ISOPERIBÓLICO
Un calorímetro isoperibólico mantiene constante la temperatura de los alrededores mediante el uso de un termostato, mientras que la temperatura del sistema de medida puede variar con el tiempo. Existe una resistencia térmica RT, de magnitud definida entre los alrededores y la celda donde se realiza la medida, de tal forma que el intercambio de calor depende de la diferencia de temperatura entre estos (AT es igual a la temperatura de los alrededores y CT igual a la temperatura de la celda y sistema de medida); como AT es constante entonces el flujo de calor es una función de TC. Si la generación de calor dentro de la celda se termina, la temperatura TC se aproxima a la temperatura de los alrededores TA. La siguiente figura muestra un esquema de la disposición de este tipo de calorímetros.
CALORÍMETRO DOUBLE DRY
Muchos calorímetros utilizan el principio de carga dual, en el cual una absorbe mientras que la segunda actúa como temperatura de referencia. El sensor de temperatura registra la diferencia entre las temperaturas de las dos cargas.
En teoría los efectos de las fluctuaciones de la temperatura externa se cancelan debido a la simetría, sin embargo si los alrededores no tienen una temperatura uniforme el gradiente de temperatura puede causar error.
El elemento de absorción de la carga es usualmente un thin film resistor, aunque dieléctricos de bajas pérdidas son usados para las versiones de guías de ondas. El sensor de temperatura es montado en el lado de afuera de la carga en una posición donde no es influenciado directamente por los campos electromagnéticos. Siendo ésta una de las características distintivas de un calorímetro y es esencial para su alta precisión.
¿Qué significa calor diferencial de una solución?

El calor diferencial de solución es el calor de solución de un mol de soluto en una cantidad de volumen de solución tan grande, que la adición de un mol más de soluto no cambia la concentración apreciablemente. El calor diferencial de solución depende de la concentración de la solución. No es apropiado determinar el calor diferencial de solución directamente, pero se puede calcular a partir de los datos sobre los calores integrales de solución. El calor requerido en la formación de una solución conteniendo n moles de soluto y 1Kg de solvente es n H, en donde H es el calor integral de solución por mol de soluto. Al llevarse esta cantidad a una gráfica junto con el número de moles de soluto, la pendiente de la gráfica a cierta concentración dada será el efecto calorífico por mol de soluto o el calor diferencial de solución d(n H)/dn, a esa concentración.

¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?

Un ejemplo de esta aplicación es el hidróxido de potasio, contiene variables de agua. Esa solución de agua es exotérmica y la disolución aumenta hasta incluso a un punto de ebullición y es el iniciador de los jabones.

¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+aq y Cl-aq en el proceso de disolución?

El movimiento de estos iones a través de la disolución puede producir una corriente eléctrica. Los iones se mueven en una dirección causando el que según esta misma dirección mueven las cargas negativas. Los iones + se mueven en dirección opuesta y ocasionan el movimiento en este sentido de las cargas positivas. Estos movimientos de transporte de las cargas a través de la solución determinan la circulación de la corriente.

Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH sólido en 250 mL, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.
Datos:

Densidad del agua = 1 g/mL, Como la densidad del agua es 1 g/mL; podemos convertir los 250 mL en unidad de volumen así:

250 (1 )=250
1
Calor especifico del agua = 1 / ( °C)

Calor de disolución de 1.2 g de NaOH

Entonces:

=250 1 1.24 °C=310 cal. Entonces la disolución del NaOH es:
g °C

Q= 310cal= .
1.2g g

=258.3 (40 /1 )=10332
g

Entonces: 10332 /mol (4.186 /1 )= /
BIBLIOGRAFÍA

Hiru.com (s.f.). Calorimetría. Capacidad calorífica y calor específico. Recuperado de http://www.hiru.com/fisica/calorimetria-capacidad-calorifica-y-calor-especifico

Capacidad calorífica. Recuperado de http://www.sabelotodo.org/fisica/capacidadcalorifica.html

Calorímetros. (s.f). Equipos y laboratorios en Colombia. Recuperado de http://www.equiposylaboratorio.com/sitio/contenidos_mo.php?it=3058

Laboratorio de Fisicoquímica (Junio de 2008). Calor diferencial de solución. Recuperado de http://laboratoriosdefisicoqumica.blogspot.com/2008/06/introduccin-el-calor-diferencial-de.html

GRANADOS, J. Físico Química Ambiental. Módulo de Clase. Universidad Nacional Abierta y a Distancia. Escuela de Ciencias Agrícolas y Pecuarias. Programa de Ingeniería Ambiental, 2011.

GRANADOS, J. Físico Química Ambiental. Protocolo de Practicas. Universidad Nacional Abierta y a Distancia. Escuela de Ciencias Agrícolas y Pecuarias. Programa de Ingeniería Ambiental, Bogotá, 2014.

ANEXOS FOTOGRAFICOS

PRÁCTICA 2.
DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES
RESUMEN
El objetivo de esta práctica realizada fue conocer la reacción de cantidades diferentes de CaCO3 en un volumen fijo de HCl 2N, luego se recolecto el gas en una cuba hidroneumática, donde se medio el volumen de desplazamiento y la temperatura, para lograr determinar el peso molecular y la densidad del aire con un error dentro de la tolerancia esperada; el objetivo es recolectar gas carbónico a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y el carbonato de calcio, Establecer la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido en condiciones de P y T constantes .

PALABRAS CLAVES:
VOLUMEN: Medida del espacio ocupado por un cuerpo. El volumen de los cuerpos es el resultado de sus tres dimensiones: ancho, alto y profundidad.
GAS IDEAL: un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética).

TEMPERATURA: La temperatura está íntimamente relacionada con la energía interna y con la entalpía de un sistema: a mayor temperatura mayor serán la energía interna y la entalpía del sistema.
PRESION: mide la fuerza en dirección perpendicular por unidad de superficie, y sirve para caracterizar cómo se aplica una determinada fuerza resultante sobre una superficie.

INTRODUCCIÓN

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales.
La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal, la teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

.FUNDAMENTO TEÓRICO

CONCEPTOS
CONCEPTOS
Atmósfera
Mezcla
TCM
Temperatura
Gases
Leyes empíricas
Sistema Termodinámico
Avogadro
Ecuación de estado
Ideales
Reales
Presión
Energía Cinético Molecular
Van Der Waals
PV= nRT
Constante universal de los gases
Charles y Gay Lussac
Boyle y Mariotte

FLUJO GRAMA

REACCION QUIMICA REACCION QUIMICA
REACCION QUIMICA

REACCION QUIMICA

Estudia
Procesos Químicos Procesos Químicos
Procesos Químicos
Procesos Químicos

Afecta
AtmosferaAtmosfera
Atmosfera
Atmosfera

GasesGases
Gases
Gases

Charles y Gay LussacCharles y Gay LussacRealesRealesIdealesIdeales Ley
Reales
Reales
Ideales
Ideales

Se apoya en
Constante universal de los gasesConstante universal de los gasesReacciona
Temperatura Temperatura
Temperatura
Temperatura

Mantenida a presión Estableciendo
PV= nRTPV= nRTTemperaturaTemperaturaPresiónPresión
PV= nRT
PV= nRT
Temperatura
Temperatura
Presión
Presión

Relación del volumen con el Número de moles
Teniendo presente que 1mol de oxígeno pesa 32 g, contiene 6,02x1023 moléculas y ocupa un volumen de 22,414L en condiciones normales, luego 2 moles de oxígeno pesarán 64g, poseerán 12,04x1023 moléculas y ocuparán un volumen de 44,828 L en condiciones normales.
De lo anterior se puede deducir que el volumen de un gas varía directamente proporcional al número de moles del mismo, es decir, V α n o también:
Vn=K
Por lo tanto, su relación gráfica será una línea recta, como lo muestra en la siguiente figura:
Ecuación de estado para un Gas Ideal
La ley combinada nos indica que: V α T/P y además, partiendo del principio de Avogadro se obtiene: V α n, Combinando estas proporcionalidades, se halla que:

Ahora, si se analiza el valor de K en condiciones normales o estándar para n= 1 mol de gas, se obtiene lo siguiente:

R se denomina la constante universal de los gases, esto significa que:

Esta es la famosa ecuación de estado de los gases ideales, una de las más importantes en fisicoquímica, ya que establece la relación directa entre presión, volumen, número de moles y temperatura de un gas, permitiendo el cálculo de cualquiera de las 4 variables (P, V n, T), sí se conoce el valor de tres de ellas.
Por lo tanto, al obtener la gráfica de V contra n y linealizarla por el método estadístico de los mínimos cuadrados, se hallará la pendiente (m), la cual equivaldrá a la expresión RTP de ésta relación se puede despejar el valor de la constante R, así:
Como: m=RTP entonces RmpT , luego al reemplazar los valores de la pendiente de la recta, lo mismo que presión y temperatura del gas y ajustando las respectivas unidades, se hallará R
El error relativo porcentual, se calcula así:

%Error=Valor Experimental-valor teoricovalor teoricox 100

Valores de R
La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades, dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen. Además, R puede relacionarse con unidades de trabajo y energía. Estos valores se resumen en la siguiente Tabla:

En esta experiencia, se estudiará la relación entre volumen y número de moles de CO2, generado a partir de la reacción química entre el HcL y el CaCO3 (también se puede utilizar
NaHCO3). La ecuación es la siguiente:
2HCl(aq) + CaCO3(s) CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq)
Para lograr el objetivo propuesto, se harán reaccionar cantidades diferentes de CaCO3 en un volumen fijo de HcL 2N, luego se recolectará el gas en una cuba hidroneumática, donde se medirá el volumen de desplazamiento y la temperatura.
MATERIALES
MATERIAL O EQUIPO
APLICACIÓN
Balón de fondo plano con desprendimiento lateral
Volumen exacto
Tapones de caucho
Presión
Manguera de caucho
Destilar
espátula metálica
Tomar la cantidad de reactivo
probeta graduada de 500mL
Volumen
beaker grande de 1 L
Titulación
termómetro
Temperatura
balanza analítica
Masa

REACTIVOS

REACTIVO
FÓRMULA MOLECULAR
CONCENTRACIÓN
Carbonato de calcio o bicarbonato de sodio
CaCO3
0,1gr.0,2gr.0,4gr.0,8gr y CaCO3
Ácido clorhídrico 2N
HcL
0,1
Agua destilada
CO
menos 3/4

FICHA DEL MUESTREO
Especie
Nombre Científico
Lugar de Muestreo
Datos Ambientales
Carbonato de Calcio
CaCO3(w1)
Laboratorio UNAD Palmira
Temperatura 26C°

PROCEDIMIENTO

Alistar el montaje que se muestra a continuación:

Figura1. Montaje de cuba

Hidroneumática para obtener gas carbónico
Pesar 0,1g; 0,2g; 0,4g; 0,8g y 1.2g de CaCO3Cubrir la cubeta con agua hasta ¾ partes de su volumen y llenar la probeta con agua destilada.Invertir la probeta dentro de la cubetaIntroducir la manguera en la probeta y conectarla al tubo.Agregar al tubo 10mL de HCl 2N, luego adicionamos 0,1g de CaCO3 (W1)Tapar, conectar la manguera y recolectar el CO2 mediante el desplazamiento del agua en la probetaCuando termine la reacción medimos el volumen desplazado (V1) gas producidoTomar la probeta y tapar la boca con la mano, introducir termómetro y tomar la temperatura (T1) del gasLavar y secar el tuboRepetir el procedimiento anterior para las demás cantidades de CaCO3Pesar 0,1g; 0,2g; 0,4g; 0,8g y 1.2g de CaCO3Cubrir la cubeta con agua hasta ¾ partes de su volumen y llenar la probeta con agua destilada.Invertir la probeta dentro de la cubetaIntroducir la manguera en la probeta y conectarla al tubo.Agregar al tubo 10mL de HCl 2N, luego adicionamos 0,1g de CaCO3 (W1)Tapar, conectar la manguera y recolectar el CO2 mediante el desplazamiento del agua en la probetaCuando termine la reacción medimos el volumen desplazado (V1) gas producidoTomar la probeta y tapar la boca con la mano, introducir termómetro y tomar la temperatura (T1) del gasLavar y secar el tuboRepetir el procedimiento anterior para las demás cantidades de CaCO3
Pesar 0,1g; 0,2g; 0,4g; 0,8g y 1.2g de CaCO3

Cubrir la cubeta con agua hasta ¾ partes de su volumen y llenar la probeta con agua destilada.

Invertir la probeta dentro de la cubeta

Introducir la manguera en la probeta y conectarla al tubo.

Agregar al tubo 10mL de HCl 2N, luego adicionamos 0,1g de CaCO3 (W1)

Tapar, conectar la manguera y recolectar el CO2 mediante el desplazamiento del agua en la probeta

Cuando termine la reacción medimos el volumen desplazado (V1) gas producido
Tomar la probeta y tapar la boca con la mano, introducir termómetro y tomar la temperatura (T1) del gas

Lavar y secar el tubo

Repetir el procedimiento anterior para las demás cantidades de CaCO3

Pesar 0,1g; 0,2g; 0,4g; 0,8g y 1.2g de CaCO3

Cubrir la cubeta con agua hasta ¾ partes de su volumen y llenar la probeta con agua destilada.

Invertir la probeta dentro de la cubeta

Introducir la manguera en la probeta y conectarla al tubo.

Agregar al tubo 10mL de HCl 2N, luego adicionamos 0,1g de CaCO3 (W1)

Tapar, conectar la manguera y recolectar el CO2 mediante el desplazamiento del agua en la probeta

Cuando termine la reacción medimos el volumen desplazado (V1) gas producido
Tomar la probeta y tapar la boca con la mano, introducir termómetro y tomar la temperatura (T1) del gas

Lavar y secar el tubo

Repetir el procedimiento anterior para las demás cantidades de CaCO3

TABLA DE DATOS
Experimento
W CaCo3 (g)
V Co2 (ml)
T(°C)
1
0.1
Falla
26
2
0.2
Falla
26
3
0.4
Falla
26
4
0.8
105
26
5
1.2
182
26

CÁLCULOS
A partir de los gramos de CaCO3 adicionados y teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción, Calcular las moles de CO2 producidas en cada experiencia.
Experiencia 1: 0.1/100 = 0.001 mol
Temperatura promedio 26°c = 299.15K
N=PVRT
N1=1 atm*0.105lt0.082*299.15=0.00428 mol
N1=1 atm*0.182lt0.082*295=0.00752 mol

Experiencia 1: 0.1/100 = 0.001 molExperiencia 2: 0.2/100 = 0.002 molExperiencia 3: 0.4/100 = 0.004 molExperiencia 4: 0.8/100 = 0.008 molExperiencia 5: 1.2/100 = 0.012 molExperiencia 1: 0.1/100 = 0.001 molExperiencia 2: 0.2/100 = 0.002 molExperiencia 3: 0.4/100 = 0.004 molExperiencia 4: 0.8/100 = 0.008 molExperiencia 5: 1.2/100 = 0.012 molConsultar la presión atmosférica de la región, lo mismo que la presión de vapor del agua a la temperatura trabajada y encontrar la presión del gas carbónico.
Es decir:
PCO2 =Patmosférica – PVapor de H2O
PCO2 =0.986atm-0.027 atm=0.953 atm

Con base en las temperaturas medidas en cada experimento, sacar un promedio (Tprom)
Tprom=T1+T2N
Tprom=26+262=26°C

Completar la siguiente tabla:

Experimento
No CO2 ( moles)
Vco2 (Ml)
T prom (K)
P CO2 (Atm)
1
N
N
N

2
N
N
N

3
N
N
N

4
0.00428
105
26
22.807
5
0.00752
182
26

P4=0.008mol0.953atmmol299.15K1*10-3L= 22.807 atm

P5=0.012mol0.953atmmol299.15K3*10-3L= 1.14*10-03 atm

%Error=Valor Experimental-valor teoricovalor teoricox 100
%Error=6,09756098

Graficar Volumen contra número de moles de CO2,

Gráfica.

Linealizarla por el método estadístico de los mínimos cuadrados , encontrar la pendiente(m) y el coeficiente de correlación (r2)
m= y x m=1
Y =24382x-0.0591 r 2=1
Teniendo en cuenta la pendiente de la recta, lo mismo que temperatura promedio y presión del gas carbónico , calcular la constante universal de los gases (R)

R=m . Pt
R=1*95326=36.653
R=36.653 atm .\K.T
R=36.653amt.k.TAMT

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Identificar el gas carbónico a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y el carbonato de calcio.
Determinar por método gráfico y estadístico la constante R de los gases, a partir de la pendiente de la recta de V contra n.
Hallar el porcentaje de error del valor de la constante universal de los gases.
Conocer el número de moles (n) y el volumen de CO2 (V) producido en condiciones de P y T constante.

CUESTIONARIO

¿Cuáles son los principales factores de error en este experimento?
El principal factor de error, es que se trabajó la temperatura como una constante sin tener en cuenta que al ser trabajada con muestras abiertas, la temperatura cambia ya que está es variable con el volumen de acuerdo a la ley de los gases ideales; también se debe tener en cuenta que la presión del CO2 con la que se trabajó únicamente depende de la presión atmosférica de la ciudad y de la presión del agua sin tener en cuenta que en el medio ambiente el CO2 es variable y que existen muchos otros gases que pueden estar afectando los resultados tales es el caso de los gases de efecto invernadero. Por otra parte solo se tomo un registro de presión de CO2 lo cual pude dar a lugar a resultados erróneos pues lo ideal es tomar varias muestras en diferentes tiempos y con ello obtener un promedio con el que se debería trabajar.

¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó no ideal?
La mayoría de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals. Los gases reales se comportan muy similar a los gases reales la diferencia radica en el hecho de que en la relación volumen moles, hay un punto donde no se puede condensar más el gas y por ello puede aumentar la cantidad de materia pero el volumen no aumenta.

¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gases reales o no ideales?
Ley de Boyle-Mariotte
Para una cierta cantidad de gas a temperatura constante, su presión es inversamente proporcional al volumen que ocupa.
Matemáticamente sería:

P1 V1=P2V2

Ley de Charles
A una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura.
Matemáticamente la expresión sería:

V1 T1=V2T2 O V1 V2=T1T2

Ley de Gay-Lussac
La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:

P1 T1=P2T2
Ley de los gases ideales
Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:
P.V=n.R.T

Siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin.
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
R = 0,082 atm l K 1 mol 1 si se trabaja con atmósferas y litros
R = 8,31451 J K 1 mol 1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
R = 1,987 cal K 1 mol 1
R = 8,31451 10 10 erg K 1 mol 1
R = 8,317x10 3 (m3)(Kpa)/(mol)(K) si se trabaja con metros cúbicos y kilo pascales

De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0°C y 1 atmósfera. Véase también Volumen molar. También se le llama la ecuación de estado de los gases, ya que sólo depende del estado actual en que se encuentre el gas.

BIBLIOGRAFÍA

Granados, J. (2001). Módulo de Fisicoquímica Ambiental. Unidad 1 (s.l): Universidad Abierta y a Distancia.

Granados, J. (2001). Módulo de laboratorio de Fisicoquímica Ambiental. (s.l): Universidad Abierta y a Distancia

ANEXOS FOTOGRAFICOS

INTRODUCCIONLa ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases idealesINTRODUCCIONLa ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales
INTRODUCCION

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales
INTRODUCCION

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales

Tabla de datos
CONCLUSIONES

Los gases comprimirse a volúmenes menores; es decir, su densidad aumenta al aplicar mayor presión.
Los gases ejercen presión en sus alrededores; a su vez, se requiere cierta presión para confirmarlos.

Experimento
No CO2 ( moles)
Vco2 (Ml)
T prom (K)
P CO2 (Atm)
1
N
N
N

2
N
N
N

3
N
N
N

4
0.00428
105
26

5
0.00752
182
26

Experimento

W CaCO3 (g)

V CO2 (mL)

T (°C)
1
0,1

2
0,2

3
0,4

4
0,8

5
1,2

¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó noIdeal? lamayoría de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Losgases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que noocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó noIdeal? lamayoría de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Losgases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que noocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.
¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó no
Ideal?
lamayoría de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Losgases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que noocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.
¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó no
Ideal?
lamayoría de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Losgases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que noocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.
Cálculos y graficas

REACCION QUIMICA Procesos Químicos AtmosferaGasesIdealesRealesConstante universal de los gasesTemperaturaPV= nRTCharles y Gay LussacTemperatura PresionREACCION QUIMICA Procesos Químicos AtmosferaGasesIdealesRealesConstante universal de los gasesTemperaturaPV= nRTCharles y Gay LussacTemperatura PresionDETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASESDETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES
REACCION QUIMICA

Procesos Químicos
Atmosfera
Gases
Ideales
Reales
Temperatura
PV= nRT
Temperatura
Presion
REACCION QUIMICA

Procesos Químicos
Atmosfera
Gases
Ideales
Reales
Temperatura
PV= nRT
Temperatura
Presion


DIAGRAMA UVE

PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO.

OBJETIVOS:
1. Estudiar la cinética de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico, a partir de soluciones estándar de tiosulfato y manteniendo constante la concentración del HCl durante el proceso.
2. Encontrar el orden de reacción (n), con respecto al tiosulfato, lo mismo que la constante específica de velocidad (K) por el método diferencial de Jacobus Van't Hoff.
3. Determinar el semiperiodo o período de vida media (t1/2) para esta reacción.
4. Hallar la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) de esta reacción, aplicando la ley de Arrhenius

RESUMEN

El ácido clorhídrico reacciona con el tiosulfato poniendo en libertad al ácido tiosulfúrico (H2S2O3), que se descompone instantáneamente en dióxido de azufre, agua y azufre, el cual se precipita en la solución produciendo u opacamiento de la misma. De esta forma, a través de la reducción del azufre (2S+2 + 4e- --> 2S°), se puede seguir la cinética de esta reacción.

Palabras claves: cinética, ley de velocidad

MENTEFACTO

Cinética de la descomposición del tiosulfato de sodio en HCL concentradoCinética de la descomposición del tiosulfato de sodio en HCL concentrado
Cinética de la descomposición del tiosulfato de sodio en HCL concentrado
Cinética de la descomposición del tiosulfato de sodio en HCL concentrado

Por medio
La reacción química entre el Na2S2O3Y EL HCLLa reacción química entre el Na2S2O3Y EL HCL
La reacción química entre el Na2S2O3Y EL HCL

La reacción química entre el Na2S2O3Y EL HCL

Se tiene en cuenta
Con ello buscamosCon ello buscamos La temperatura Tiempo
Con ello buscamos
Con ello buscamos

Encontrar el orden de reacción, la velocidad y energía de activaciónEncontrar el orden de reacción, la velocidad y energía de activación
Encontrar el orden de reacción, la velocidad y energía de activación
Encontrar el orden de reacción, la velocidad y energía de activación

LISTAS DE MATERIALES Y REACTIVOS
Material / Equipo
Características
4 cronómetros
Instrumento para medir el tiempo
Beaker
Recipiente de vidrio transparente con forma cilíndrica y boca ancha, sirve para medir volumen de líquidos y también para calentarlos

Pipeta graduada
instrumento de laboratorio el cual sirve para medir o transvasar cantidades pequeñas de líquido de un recipiente a otro

Termómetros
Sirve para medir la temperatura
Balanza analítica
Utilizada para medir pequeña masas
baño termostatado
Sistema capaz de mantener volúmenes determinados de líquidos diversos a temperaturas controladas
matraz
Recipiente de vidrio, generalmente de forma esférica y con un cuello recto y estrecho, que se usa en los laboratorios para contener y medir líquidos

REACTIVOS
Reactivo
Fórmula
Concentración
TIOSULFATO DE SODIO
(Na2S2O3)
0.1M
Agua destilada
H2O

Ácido clorhídrico
HCL

PROCEDIMIENTO:
1. Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N y ácido clorhídrico 1N.
2. Lavar 4 Erlenmeyer pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y colocarlos luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Registrar este valor con el termómetro.
3. A partir de la solución de tiosulfato sódico, preparar soluciones 0,05 M;0,025 M y 0,0125M de la siguiente forma:

Beaker

[Na2S2O3]
mL tiosulfato
mL agua destilada
1
0.1
10
10
2
0.05
5
5
3
0.025
2.5
7.5
4
0.0125
1.25
8.75

4. Mezclar suavemente las soluciones anteriores.
5. Alistar el cronómetro en ceros y rápidamente agregar al beaker 1, 10 mililitros de HCl 1N. Medir el tiempo (en minutos o segundos), que tarda la solución en opacarse totalmente

TABLA DE DATOS
BEAKER
[Na2S2O3] (M)

TIEMPO (min)

T1(°C)
T2(°C)
1
0.01000
25
0
2
0.0500
25
0
3
0.0250
25
0
4
0.0125
25
0

CÁLCULOS Y GRAFICAS

Para cada temperatura trabajada (T1 y T2), completar la siguiente tabla

TEMPERATURA 1

T1(K)

[Na2S2O3]
t(min)
v=Na2S2O3t
Log [Na2S2O3]

Log V

298.15ºk
0.1000M
1:00
0.1
-1
-1

0.0500M
1:37
0.036
-1.3
-1.44

0.0250M
2:25
0.011
-1.6
-1.95

0.0125M
6:42
0.0019
-1.9
-2.7

TEMPERATURA 2
T2(K)

[Na2S2O3]
t(min)
v=Na2S2O3t
Log [Na2S2O3]

Log V

273.15ºk
0.1000M
0.28
0.35
-1
-0.45

0.0500M
0.448
0.11
-1.3
-0.95

0.0250M
0.74
0.033
-1.6
-1.48

0.0125M
1:42
0.008
-1.9
-2.09

En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las gráficas de Log V contra Log [Na2S2O3], para cada temperatura.

TEMPERATURA1

TEMPERATURA 2

Linealizar las anteriores gráficas por el método de los mínimos cuadrados y a partir de la pendiente (m) y el intercepto (b), calculados para cada una, encontrar el orden de reacción (n) y las constantes específicas de velocidad (K1 y K2).

Y = mX + b
Y=2.067+0.82
m =2.067 b= 0.82 r=0.977
k1=antilogbHCL= antilog0.820.1molL=6.606MOL*L t12 =0.693K=0.6936.606=0.104min

Para la temperatura 2

Y=1.702X+0.076 r=0.977

k1=antilogbHCL=antilog0.0760.1molL=1.191MOL*L t 12 =0.693K=0.6931.191=0.581min

4. Trazar las gráficas corregidas en una hoja milimetrada, indicando la ecuación respectiva de cada una.
5. A partir de K1 y K2; T1 y T2, determinar la ENERGÍA DE ACTIVACIÓN en cal/mol; Kcal/mol y BTU/mol, lo mismo que el FACTOR DE FRECUENCIA (A) para esta reacción. (Utilizar el método algebraico o gráfico de Arrhenius).
logK1K2=Ea2.303R×T1-T2T1×T2 log6.6061.191=Ea2.303(0.082)×298.15-273.15298.15×273.15=0.00030
logk1k2T1-T2T1×T22.303*0.0082=Ea log6.6061.191298.15-273.15298.15×273.152.303*0.0082=Ea
0.7440.000302.303*0.0082=Ea 2480*2.303*0.0082=Ea Ea=468.3atm*lmol*k

logk1=-Ea2.303RT1+log.A Log6.606=-468.3atm*lmol.K2.303*0.082Atm*Lmol*K*298.15+log.A
Log6.606--468.3atm*lmol.K2.303*0.082Atm*Lmol*K*298.15=log.A logA=-7.4971 antilogA=3.18346×10-8
6. Trazar la gráfica de Log K contra 1/T y a partir del intercepto (b), encontrar el factor de frecuencia de Arrhenius (A=antilog (b)). Comparar este valor con el que obtuvo en 5.
7. Graficar Log [Na2S2O3] contra tiempo, para la temperatura (T1); linearizar por mínimos cuadrados y por medio de la pendiente, calcular la constante específica de velocidad (k1) de la siguiente forma:

Y= -0.091x - 0.976 m=-0.091 b=-0.976 r=-0.957
m=-k2.303=k=-m*2.303=-0.0976*2.303=0.224
8. Comparar los valores de k1, hallados en 3 y 7, analizar.
En el punto 3, la constante para T1 hallada, es de 6.606, mientras que en el punto 7 es de 0.224

9. Con el valor de K1 encontrado en 7, hallar el período de vida media de la reacción (t1/2)
t 12 =0.693K=0.6930.224=3.09min
10. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar
[Na2S2O3]
t(min)
0.1000M
1:00
0.0500M
1:37
0.0250M
2:25
0.0125M
6:42

[Na2S2O3]
t(min)
0.1000M
0.28
0.0500M
0.448
0.0250M
0.74
0.0125M
1:42

TABLA DE RESULTADOS

T (K)
n
k(min-1)
Eac (cal/mol)
A=cm3l
t1/2(min)
298.15
4

468.3

3.18346×10-8

0.581
3.09
273.15
4

GRAFICAS
Recuerde que debe presentar las siguientes gráficas:
1. Log V contra Log [Na2S2O3]
2. Log k contra 1/T (K)
3. Log [Na2S2O3] contra t (min)
4. [Na2S2O3] contra t (min)

CUESTIONARIO

A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta?

Esta reacción ocurrió más rápido a temperatura de 273.15 kelvin ya que toda la velocidad y todos los demás parámetros fueron menores a los obtenidos por los de la temperatura 1

¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)?

Para poder obtener una gran cantidad de reacciones y así poder ver que la mezcla se opaque

¿qué significados tienen los valores de la energía de activación, el valor de frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en este experimento?

4. Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel Ambiental?

La cinética se implementa para medir la reacción de un compuesto, se toma nota de todos los resultados entre estos se va registrando el desarrollo de la reacción, en los tiempos de reacción, en los cambios de energía, en los cambios de estado, Etc.

CONCLUSIONES

Con el anterior trabajo se analizó la velocidad de reacción que existe cuando se mezcla el tiosulfato de sodio con el HCLM, además desde allí se pudo hallar la cinética y otros parámetros nos que nos dieron unos resultados efectivos para lo que se proponía con este experimento.

BIBLIOGRAFIA

LEVINE IRA N.(1996) Fisicoquímica, Ed McGraw Hill, cuarta edición. Madrid, España.

ROMERO C Y BLANCO (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio. Academia
Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C.

CASTELLAN W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda edición

ANEXOS FOTOGRAFICOS

PRACTICA No 4.
ADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y
CARBÓN ACTIVADO

RESUMEN

En esta práctica se determinará la adsorción de 2 soluciones de ácido acético, en muestras de suelo y carbón activado, mediante el proceso de titulación encontrando con esto y después de realizar los respectivos cálculos la constante de equilibrio de adsorción del ácido acético y el número de moles que se requieren para una monocapa. Posteriormente y con se realizó la toma de temperatura para calcular el calor diferencial o la variación entálpica de adsorción en las muestras de suelo y carbón activado.

Palabras claves: Carbón activado, Entalpica, Calorímetro, Temperatura, Adsorción

INTRODUCCIÓN

En un sentido amplio, la calorimetría se desarrolló históricamente como una técnica destinada a fabricar aparatos y procedimientos que permitieran medir la cantidad de calor desprendida o absorbida en una reacción mecánica, eléctrica, química o de otra índole.
Para profundizar en el tema, se determinará en el laboratorio la entalpía molar de disolución (ΔHSN) y entropía de una mezcla binaria (ΔSM).

Las entalpías de dilución y disolución, junto con la capacidad calorífica, constituyen la principal fuente de información acerca de las propiedades térmicas de las disoluciones.
La entalpia de disolución (DHd) de una sustancia es la energía involucrada en el proceso de disolución. El cambio de entalpia que se observa al preparar una disolución puede considerarse como la suma de dos energías.

El valor de la entalpia de disolución depende de la concentración de la disolución final.

Por último se determina la entropía de una mezcla binaria, utilizando agua potable con agua destilada.

FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

La adsorción, es la transferencia selectiva de uno o más solutos (adsorbato) de una solución a una de partículas sólidas (adsorbente). Con este término, se describe el hecho de que hay una concentración mayor de moléculas absorbidas en la superficie del sólido que en el gas o en la solución. En forma similar, la operación inversa, denominada desorción, produce la separación de las especies que se encontraban originalmente en el sólido. En general, la Adsorción incluye la acumulación de moléculas de soluto en una interfase; Tal acumulación por unidad de área es pequeña, por consiguiente, se prefieren sólidos altamente porosos con áreas internas muy grandes por unidad de volumen y con superficies irregulares, donde las energías están dadas principalmente por las fuerzas de Van der Waals. Como ejemplos clásicos de estos adsorbentes comúnmente usados en la industria, se tiene: carbón activado, alúmina (Al2O3), gel de sílice (SiO2), zeolitas y tamices moleculares. Una particularidad de las interacciones de adsorción es el hecho de que la molécula que se adsorbe interactúa, no solo en el centro en la superficie del absorbente (ión, átomo o molécula que forman su malla), sino con varios centros vecinos. El fenómeno de adsorción tiene mucho en común con la asociación molecular de los líquidos, debido a la formación de un enlace de hidrógeno entre la molécula del adsorbato y los correspondientes grupos o iones en la superficie del adsorbente. Así, cuando se adsorben moléculas de agua, alcoholes, éteres, aminas, etc, en adsorbentes cuya superficie esté cubierta por grupos de hidroxilo, se produce una formación de complejos moleculares con puentes de hidrógeno (Guerasimov Y., et al. 1980)
Cuando las moléculas adsorbidas reaccionen químicamente con la superficie del solido el fenómeno se denomina Quimiosorción. Debido a que en este caso se rompen y forman enlaces químicos, la entalpía de adsorción tiene intervalos análogos al de una reacción química, con valores cercanos a 400 KJ (Castellan G., 1987).
Adsorción superficial de sólidos

La ecuación general (Guerasimov Y, et al. 1980) de la isoterma de adsorción de las soluciones binarias es:

Influencia de la Temperatura en la adsorción de las soluciones
La variación de la temperatura, puede influír directamente en la adsorción de las soluciones, especialmente cuando éstas son solubles entre sí; Así, la adsorción de las soluciones disminuye con el aumento de la temperatura. Este es un caso normal de la influencia inversa en la concentración de la sustancia adsorbida, del campo adsortivo de la superficie y del aumento de la energía cinética de las moléculas con la temperatura (Guerasimov., et al .1980). Con base en la teoría termodinámica de adsorción de soluciones, se puede plantear la relación entre concentración y temperatura mediante la siguiente expresión (Shoemaker, 1968)

MAPA CONCEPTUAL

Adsorción Adsorción
Adsorción
Adsorción

Transferencia selectiva de uno o mas solutosTransferencia selectiva de uno o mas solutos
Transferencia selectiva de uno o mas solutos
Transferencia selectiva de uno o mas solutos

Se divide en 2 Se divide en 2
Se divide en 2
Se divide en 2
Influencia de la Temperatura en la adsorción de las solucionesInfluencia de la Temperatura en la adsorción de las solucionesAdsorción superficial de sólidosAdsorción superficial de sólidos

Mediante MedianteLa ecuaciónLa ecuación Mediante Mediante

Mediante
Mediante

La ecuación
La ecuación
Mediante
Mediante

La ecuaciónLa ecuación
La ecuación
La ecuación

Adsorción de las soluciones binariasAdsorción de las soluciones binarias
Adsorción de las soluciones binarias
Adsorción de las soluciones binarias
La adsorción de las soluciones disminuye con el aumento de la temperatura.La adsorción de las soluciones disminuye con el aumento de la temperatura.
La adsorción de las soluciones disminuye con el aumento de la temperatura.
La adsorción de las soluciones disminuye con el aumento de la temperatura.

La cantidad de materiaLa cantidad de materia

Para una disolución o mezcla de dos componentes, la entalpia corresponde al calor que libera o absorbe Para una disolución o mezcla de dos componentes, la entalpia corresponde al calor que libera o absorbe
Temperatura y presión contanteTemperatura y presión contante

Mediante la EcuaciónMediante la Ecuación

ΔHsn=Qsn/nΔHsn=Qsn/n
ΔHsn=Qsn/n
ΔHsn=Qsn/n

MENTEFACTO CONCEPTUAL

ADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y CARBÓN ACTIVADOADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y CARBÓN ACTIVADO
ADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y CARBÓN ACTIVADO
ADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y CARBÓN ACTIVADO

ADSORCIÓNADSORCIÓN
ADSORCIÓN
ADSORCIÓN

ABSORCIÓNABSORCIÓN
ABSORCIÓN
ABSORCIÓN

MICROPOROSMICROPOROS
MICROPOROS
MICROPOROS

MESOPOROSMESOPOROS
MESOPOROS
MESOPOROS

MASAMASACONCENTRACIÓNCONCENTRACIÓN
MASA
MASA
CONCENTRACIÓN
CONCENTRACIÓN

MACROPOROSMACROPOROS
MACROPOROS
MACROPOROS

MATERIALES Y EQUIPOS

Soporte universal
Bureta
Pinzas
Erlenmeyer de 250 ml
Probeta de 100 ml
Embudo de filtración
Espátula metálica
Pipeta de 10 ml
Papel filtro
Termo agitadores magnéticos o varillas
Baño termostatado
Beaker de 250 ml

SUSTANCIAS UTILIZADAS

Ácido acético glacial
Carbón activado
Hidróxido de sodio
Fenolftaleína
Muestra de suelo seco

PROCEDIMIENTOS

Alistar 4 Erlenmeyer ó Beakers de 250mL y rotularlos así: S1; S2; CA1; CA2.
Pesar en balanza analítica, 4 muestras así: dos, de +/- 1 gramo de suelo y dos de +/-1 gramo de carbón activado, registrar los valores como: Ws y Wca, en su tabla de datos.
Colocar las muestras de suelo en S1 y S2 y las de carbón activado en los Erlenmeyer respectivos: S2 y CA2
Adicionar 100 mL de solución de ácido acético: 0,150M en los frascos rotulados: S1 y CA1. También agregar 100mL de ácido acético: 0,050M en los Erlenmeyer: S2 y CA2, respectivamente.
Tapar rápidamente los recipientes y agitar periódicamente durante 30 minutos en agitadores magnéticos ó con varilla de vidrio; después, dejar reposar por 15 minutos a temperatura ambiente: T1, la cual se debe medir con el termómetro.
Posteriormente, cada muestra se filtra sobre papel filtro cuantitativo, desechando los primeros 10 mL del filtrado, como medida de precaución contra la adsorción del ácido por el papel filtro.
Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el Erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar suavemente por 10 segundos.
Alistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nivel del líquido a cero.
Ubicar el Erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH sobre la solución presente en el Erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta que aparezca y permanezca un color rosado ó violeta pálido. Registrar los mililitros gastados de NaOH en su tabla de datos.
Repetir secuencialmente los pasos 7,8 y 9, con los tres filtrados restantes y registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos.
Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2, cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María.

FLUJO GRAMA

ALISTAR 4 ELERMEYER DE 250 Ml con sus respectivos rotulos ALISTAR 4 ELERMEYER DE 250 Ml con sus respectivos rotulos
ALISTAR 4 ELERMEYER DE 250 Ml con sus respectivos rotulos
ALISTAR 4 ELERMEYER DE 250 Ml con sus respectivos rotulos

LuegoLuego
Luego
Luego

2. Pesar cuatro muestras 1g suelo y 2 muestras de 1 gramo de carbón activado2. Pesar cuatro muestras 1g suelo y 2 muestras de 1 gramo de carbón activado
2. Pesar cuatro muestras 1g suelo y 2 muestras de 1 gramo de carbón activado
2. Pesar cuatro muestras 1g suelo y 2 muestras de 1 gramo de carbón activado

3. Ubicar las muestras de suelo es los respectivos elermeyer3. Ubicar las muestras de suelo es los respectivos elermeyer
3. Ubicar las muestras de suelo es los respectivos elermeyer
3. Ubicar las muestras de suelo es los respectivos elermeyer

Tomar temperaturas T1Tomar temperaturas T1
Tomar temperaturas T1
Tomar temperaturas T1
4. Adicionar 100 mL de ácido acético 0,15 M en S1 yCA1 y 100 mL de ácido acético 0,050M en S2 y CA24. Adicionar 100 mL de ácido acético 0,15 M en S1 yCA1 y 100 mL de ácido acético 0,050M en S2 y CA2
4. Adicionar 100 mL de ácido acético 0,15 M en S1 yCA1 y 100 mL de ácido acético 0,050M en S2 y CA2
4. Adicionar 100 mL de ácido acético 0,15 M en S1 yCA1 y 100 mL de ácido acético 0,050M en S2 y CA2

5. Agitar las muestras durante 30 minutos y dejar reposar durante 15 min5. Agitar las muestras durante 30 minutos y dejar reposar durante 15 min
5. Agitar las muestras durante 30 minutos y dejar reposar durante 15 min
5. Agitar las muestras durante 30 minutos y dejar reposar durante 15 min

Alistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nivel del líquido a ceroAlistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nivel del líquido a cero6. Filtrar las muestras 6. Filtrar las muestras
Alistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nivel del líquido a cero
Alistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nivel del líquido a cero
6. Filtrar las muestras
6. Filtrar las muestras

7. Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar suavemente por 10 segundos 7. Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar suavemente por 10 segundos
7. Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar
suavemente por 10 segundos
7. Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar
suavemente por 10 segundos

8. Ubicar el erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH sobre la solución presente en el erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta que aparezca y permanezca un color rosado ó violeta pálido. Registrar los mililitros gastados de NaOH en su tabla de datos.8. Ubicar el erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH sobre la solución presente en el erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta que aparezca y permanezca un color rosado ó violeta pálido. Registrar los mililitros gastados de NaOH en su tabla de datos.
8. Ubicar el erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH sobre la solución presente en el erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta que aparezca y permanezca un color rosado ó violeta pálido. Registrar los mililitros gastados de NaOH en su tabla de datos.
8. Ubicar el erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH sobre la solución presente en el erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta que aparezca y permanezca un color rosado ó violeta pálido. Registrar los mililitros gastados de NaOH en su tabla de datos.

10. Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2, cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María.10. Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2, cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María.9. Repetir secuencialmente los pasos con los tres filtrados restantes y registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos.9. Repetir secuencialmente los pasos con los tres filtrados restantes y registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos.
10. Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2, cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María.
10. Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2, cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María.
9. Repetir secuencialmente los pasos con los tres filtrados restantes y registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos.
9. Repetir secuencialmente los pasos con los tres filtrados restantes y registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos.

Fin Fin
Fin
Fin

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

TABLA DE DATOS

Muestras
Simbología
Wm (g)
[Ác.acético]
mL NaOH 0,1N

T1:_°C
T2: °C
Suelo
S1
1
0,150M
32
35

S2
1
0,050M
32
35
Carbón
Activado
CA1
Wca1:
0,150M
32
35

CA2
Wca2:
0,050M
32
35
Milimoles iniciales de ácido acético (H+), presentes en los 4 Erlenmeyer, a la temperatura T1.

mmoles iniciales de H+ = mL ácido * [Ácido acético]

RESPUESTA: PARA TEMPERATURA 1 =32ºC
Milimoles para S1 Y CA1 de concentración de ácido acético de 2,25 g por 250 ml de H2O
135.000=2250 ml×60
Son 2250 porque (2,25 * 1000= 2250 ml).
60 es equivalente al Peso Molecular del ácido acético.

RESPUESTA: PARA TEMPERATURA 2 =35ºC
Milimoles para S2 Y CA2 de concentración de ácido acético de 0.75 g por 250 ml de H2O
45.000=750 ml×60
Milimoles finales de ácido acético (H+), neutralizados por el NaOH, en cada Erlenmeyer, a la temperatura T1.

mmoles finales de H+ = mL NaOH * [NaOH]
RESPUESTA PARA TEMPERATURA 1: 32ºC
PARA S1
300=7,5×40
PARA S2
136=3,4×40
PARA CA1
160=4×40
PARA CA2
200=6×40
40 es equivalente al Peso Molecular del NaOH.

RESPUESTA PARA TEMPERATURA 2: 35ºC
PARA S1
200=5×40
PARA S2
108=2,7×40
PARA CA1
136=3,4×40
PARA CA2
120=3×40
40 es equivalente al Peso Molecular del NaOH.

Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de suelo (N), en cada concentración de ácido acético (Frascos S1 y S2), a T1.

N=mmolH+Inicial- mmolH+Finalg suelo

RESPUESTA TEMPERATURA 1=32ºC
PARA S1 – Concentración de ácido acético 2,25 g
N=135.000-3001=134.700
N=45000-1361=44.864

N=135.000-2001=134.800
N=45000-1081=44.892
Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de carbón activado (N), en cada concentración de ácido acético (Frascos CA1 y CA2), a T1.

N=mmolH+Inicial-mmolH+Finag Carbon Activado
PARA CA1 – Concentración de ácido acético 2,25 g
N=135.000-1601=134.840

N=45000-2001=44.800

N=135.000-1361=134.864
N=45000-1201=44.880

Concentración Final del ácido acético, posterior al proceso de adsorción, en los frascos S1, S2, CA1, y CA2, a T1.
Cf=mL NaOH . [NaOH]25 mL

S1
Cf=7,5-4025mL=-0.052
S2
Cf=3,4-4025mL=-0,058

CA1
Cf=4-4025mL=-0,0576
CA2
Cf=6-4025mL=-0.0544
S1
Cf=5-4025mL=-0.056
S2
Cf=2,7-4025mL=-0,0596

CA1
Cf=3,4-4025mL=-0,0585
CA2
Cf=3-4025mL=-0.0592
Repetir este tipo de cálculos para el experimento realizado a la temperatura: T2.
A partir de los valores de N y Cf , calculados para cada temperatura, completar la siguiente tabla:

Reciprocos
MUESTRAS
TºC
N
Cf
1/N
1/Cf
S1
32ºC
134700
-0,052
7,4239E-06
-19,23077
S2
32ºC
44864
-0,258
2,22896E-05
-3,875969
S1
35ºC
134800
-0,056
7,4184E-06
-17,85714
S2
35ºC
44892
-0,0596
2,22757E-05
-16,77852
CA1
32ºC
134840
-0,0576
7,4162E-06
-17,36111
CA2
32ºC
44800
-0,0544
2,23214E-05
-18,38235
CA1
35ºC
134864
-0,0585
7,41488E-06
-17,09402
CA2
35ºC
44880
-0,0592
2,22816E-05
-16,89189

Con base en los valores der la tabla 2, trazar las gráficas de: 1/ N versus 1/ Cf, para cada muestra trabajada (suelo y carbón activado), a la respectiva temperatura: T1y T2.
Encontrar la pendiente (m) de cada recta, lo mismo que su intercepto (b) sobre el eje y (para cada pareja de datos, a la temperatura trabajada).
A partir de las pendientes e intercepto calculados, encontrar los valores de: Nm, K y A y teniendo en cuenta las ecuaciones 3, 7, 9 y 10 del fundamento teórico.
Utilizando la ecuación 13, determinar el calor diferencial de adsorción ( ΔH), en cada una de las muestras estudiadas.

Graficas

Parámetros para la adsorción del ácido acético sobre suelo y carbón activado

Temperatura 1 32°C muestra de suelo
Pendiente
m=(y2-y1)/(x2-x1)

m=((0,0000223)-(-3,875969))/((0,0000074239)-(-19,23077))

m=0,201551461

Intercepto
b = Y1 – m (X1)

b = (-3,875969) –( 0,201551461(-19,23077))

b = 0,00002079330

Temperatura 2 35°C muestra de suelo
Pendiente
m=(y2-y1)/(x2-x1)

m=((2,23E-05)-(-16,77852))/((7,42E-06)-(-17,85714))

m=0,939598127

Intercepto
b = Y1 – m (X1)

b = (-16,77852) –( 0,939598127(-17,85714))

b = 0,00001530539
Temperatura 1 32°C Carbon Activado
Pendiente
m=(y2-y1)/(x2-x1)

m=((2,23E-05)-(-18,38235))/((7,42E-06)-(-17,36111))

m=1,058824261

Intercepto
b = Y1 – m (X1)

b = (-18,38235) –( 1,058824261(-17,36111))

b = 1,058824261

Temperatura 2 35°C Carbon Activado
Pendiente
m=(y2-y1)/(x2-x1)

m=((2,23E-05)-(-16,89189))/((7,41E-06)-(-17,09402))

m=0,988176272

Intercepto
b = Y1 – m (X1)

b = (-16,89189) –( 0,988176272(-17,09402))

b = 0,00001495439

De acuerdo estos valores y datos de anteriores tablas se realizó la estructuración mediante fórmulas en Microsoft Excel las formulas correspondientes y evidenciadas en la siguiente tabla:

CONCLUSIONES

De acuerdo al desarrollo de la actividad el estudiante logró comprender la utilización de métodos fisicoquímicos en análisis de adsorción donde se evidencia que Adsorbente sólido o líquido, adsorbato gas o líquido, fuerzas de van der Waals débiles como tipo de enlace, un cambio de entalpía mayor que en la adsorción química, se forman varias capas y es reversible, además adsorción química son adsorbente sólido o líquido, adsorbato gas o líquido, enlaces químicos fuertes, cambios en la entalpía menores que en la adsorción química, forma una monocapa y no es reversible y que La adsorcion tiene usos prácticos en la industria y en el laboratorio

CUESTIONARIO

1. Consultar: tipos de adsorción, tipos de carbón activado y sus aplicaciones ambientales.
Tipos de adsorción
Dependiendo de la naturaleza de la interacción que produce la adsorción podemos definir dos tipos de adsorción: física y química.
Física
Este tipo de adsorción se da por fuerzas débiles y, generalmente, no específicas, tales como las fuerzas de van der Waals y de London. Tiende a alcanzar equilibrio muy rápidamente (tiene energías de activación muy bajas) y a ser reversible. Algunos autores distinguen dos tipos de adsorción física:
de van der Waals se da cuando la sustancia permanece mayormente en la superficie del adsorbente, p. ej., impurezas en carbón activado.
Persorción se da en los casos en los que la sustancia parece penetrar a una profundidad apreciable, p. ej., H2 en Pt.
Por su naturaleza no-específica, es posible lograr adsorción sobre una capa adsorbida, ya sea física o químicamente, esto es, la adsorción física puede producir monocapas o multicapas. La mayoría de los trabajos de investigación se han enfocado sobre la adsorción física de sustancias.
Química
La adsorción química, también conocida como quimisorción, se produce debido a fuerzas mucho más fuertes, tales como las que producen enlaces químicos covalentes. Es mucho más lenta que la adsorción física y comúnmente es irreversible. La velocidad de adsorción puede relacionarse con la energía de activación para el proceso (después de todo, la quimisorción es una reacción química, por lo cual sigue todas las leyes cinéticas que conocemos). Como ejemplo de un sistema quimisorbido tenemos tioles de cadena larga adsorbidos sobre Au. A las capas quimisorbidas también se les llama "superficies modificadas". La quimisorción tiene muchas aplicaciones en diseño de electrodos selectivos o específicos para una sustancia.
CLASIFICACIÓN DE LOS DIFERENTES TIPOS DE CARBÓN ACTIVADO:
Un carbón activado tiene una superficie activa de 1,000 a 1,200 mts2/gr, lo cual significa que un gramo de carbón activado tiene una superficie activa similar al área de un campo de fútbol soccer.
También, si el carbón tiene gran afinidad por la adsorción específica de un compuesto, la cantidad que puede remover de éste, es de hasta 60 gramos de contaminante por cada 100 gramos de carbón activado y por estas cualidades se ha dicho que el uso del carbón es la mejor tecnología disponible en este momento para la remoción de contaminantes del aire y del agua.
Existen en el mercado una amplia variedad de tipos de carbón activado, para diferentes usos. Las aplicaciones de los diferentes tipos de carbón pueden ser para aspectos tales como:
Remoción de color, olores y sabores indeseables en líquidos y bebidas como: refrescos, cerveza, vinos, jugos, vinagre, etc. En la clarificación de jarabes y azúcar refinada En mejorar las propiedades de diferentes líquidos en la industria de alimentos. En la remoción de contaminantes en aguas potables y residuales tratadas y no tratadas. En la remoción de contaminantes en emisiones gaseosas. En la filtración y acondicionamiento de aire en lugares públicos y cerrados.

2 ¿Qué significa calor diferencial de adsorción y cuáles serían sus aplicaciones ambientales?.

Se define como la variación de entalpía que se produce al disolver una determinada cantidad de soluto en cierta cantidad de disolvente. La variación total de calor, por mol de soluto, cuando la disolución se ha completado, es el calor integral de disolución. El calor integral de disolución varía con el número de moles de disolvente en los que se ha disuelto el soluto. Cuando el soluto se disuelve en una cantidad de disolución tan grande que cualquier dilución adicional no da lugar
a ninguna variación de calor, se emplea el subíndice (aq) en la ecuación Laboratorio de Fisicoquímica I Calor Integral y Diferencial de Solución termoquímica. El efecto térmico tan frecuentemente observado al mezclar ácido sulfúrico con una gran cantidad de agua puede representarse por la ecuación Se denomina calor integral de solución al cambio de entalpía, cuando 1 mol de soluto se mezcla con una cantidad fija de solvente puro. Entonces el calor integral de solución esta relacionado con la cantidad de solvente o corresponde a una concentración determinada.

3.¿Cuál es la diferencia fisicoquímica, entre la adsorción de soluciones sobre suelos y carbón activado?.

R/ la adsorción de soluciones sobre suelos presentes de una especie química por constituyente de la fase solida del suelo (adsorbato) ocurre a las interacciones entre la superficie activa de las partículas sólidas y el adsorbato. La cantidad adsorbida de una determinada especie depende no solo de la composición del suelo sino también de la especia química de la que se trata y de su concentración en la solución y el carbón activado son capaces de atraer moléculas de compuestos que causan color, olor o sabor indeseables. La activación del carbón activado consiste en multiplicar el área superficial creando una estructura porosa (se desea remover una impureza orgánica).

BIBLIOGRAFÍA

Alan L. Myers, Thermodynamics of Adsorption. Perteneciente a la publicación Chemical Thermodynamics for Industry - Ed. T.M. Letcher, 2004.

M. Díaz Peña, A. Roig Muntaner (1984). Química Física. Alhambra. Madrid Recuperado de http://www.vitutor.com/geo/rec/d_4.html.

ANEXOS FOTOGRAFICOS

Volumen vs mol

Practica de Laboratorios Fisicoquimica Final

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