Preinforme de Fisicoquímica

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA-UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias Pecuarias y del Medio Ambiente- ECAPMA ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental PREINFORME: Laboratorio Fisicoquímica Ambiental -LFA Nombre y Apellido: Alber Fernando Castañeda Puentes Código: 83235687 Fecha: Abril de 2015

PRÁCTICA No.1 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm) Introducción Para poder determinar la entalpía se mide la cantidad de calor que absorbe o libera un sistema, teniendo en cuenta que la presión y la temperatura permanecen constantes. La entalpía molar de disolución (ΔHsn), corresponde al

calor que libera o absorbe un sistema cuando se añade a temperatura y presión constantes, 1 mol de soluto a una cantidad suficiente de un disolvente para producir una solución de la concentración deseada.

Mentefacto o diagrama diagrama conceptual

1 Materiales y métodos 1.1 Materiales y equipos requeridos requeridos Material / Equipo

Calorímetro Beaker Probeta Termómetro Balanza

Características

Vaso Dewar, termo o recipiente de icopor Vaso de precipitado Graduada de 100mL

1.2 Reactivos a utilizar Reactivo Fórmula Hidróxido de Sodio NaOH Agua destilada H2O

Concentración

1.3 Procedimiento 1.3.1. En campo: Necesitamos agua para disolver el hidróxido de sodio y así hallar la entalpía molar. También usamos el agua destilada que se haya después de usar el método de destilación con agua normal, y se usa para hallar el calor específico de una muestra de agua de origen industrial, agrícola o pecuario, etc. Las muestras de agua se consiguen en campo. 1.3.2 En Laboratorio 1.3.2.1. Calibración del calorímetro o vaso Dewar : Lavar y secar el vaso Dewar, 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 o 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, 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. 1.3.2.2 Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial, agrícola o pecuaria: Lavar y secar el vaso Dewar, pesarlo en la balanza y registrar como : mc. En un beaker calentar 100 mL de agua destilada, hasta alcanzar 80°C (T 1). Alistar 100mL de la muestra de agua industrial, pecuaria ó agrícola, etc, en otro beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al calorímetro o vaso Dewar, taparlo y tomar lecturas de la temperatura del agua cada minuto, durante 5 minutos, hasta que permanezca constante, registrar como T 0. Después de transcurrido este tiempo, agregar los 100mL de agua que están a 80°C, tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 5min, verificando que la temperatura de equilibrio, permanece constante; registrar este úl timo valor como: T eq. 1.3.2.3. Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua. Alistar el calorímetro, lavar y secar. Pesar exactamente 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 (T 0), 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 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 : T eq, en su tabla de datos. Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro. 1.3.2.4 Capacidad calorífica de una muestra de suelo. Alistar el calorímetro, lavar y secar. Pesar exactamente exactamente en un vidrio de reloj más o 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

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA-UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente- ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental PREINFORME: Laboratorio Fisicoquímica Ambiental -LFA Nombre y Apellido: Alber Fernando Castañeda Puentes Código: 83235687 Fecha: Abril de 2015

valor como : T eq, en su tabla de datos. Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro .

Tabla de Resultados:

Material Calorímetro

1.3.3. Diagrama de Flujo

NaOHaq Suelo

ΔSm

______ ______ ______

Glosario

TEMPERATURA (°C)

T

C

3. Resultados esperados:  Hallar la capacidad calorífica del calorímetro mediante el balance de calor establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura. Determinar el calor de producido en la disolución  de Hidróxido de Sodio en agua. Calcular la entalpía de molar de disolución y el  cambio entrópico molar de la mezcla en el proceso anterior.

2. Tablas de datos

Sustancia Agua (Ambiente) Agua caliente Mezcla Calorímetro

INDICADORES M ΔHsn

T1

T0

______

Teq ______

______ ______ _____ ______ ______ ______ mc=

ENTALPIA: se define en función de la energía interna, de la presión y del volumen del sistema. ENTALPIA MOLAR: es aquella que representa un mol de la sustancia constituyente del sistema. CALORÍMETRO: es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor. Bibliografía

TEMPERATURA (°C)

T T1 T0 Teq Sustancia Muestra de ______ ______ Agua Agua ______ ______ _____ caliente ______ ______ ______ Mezcla mc= Calorímetro

TEMPERATURA (°C)

Sustancia Agua (Ambiente) NaOH Disolución Calorímetro Suelo

T ______

T1 ______

T0

Teq ______

______ ______ _____ ______ ______ ______ mc=

Granados, J. E (2014). Protocolo de Prácticas para la Escuela. Fisicoquímica Ambiental. Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD. Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente.

PRÁCTICA No. 2 DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES Introducción La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades dependiendo de la presión y el volumen. El volumen de un gas varía de acuerdo al número de moles del mismo, es por eso que se aplica la ecuación del estado de los gases ideales, esta es una de las más importantes en la fisicoquímica, ya que esta establece la relación entre presión, volumen, número de moles y temperatura de un gas.


Mentefacto o diagrama conceptual

1.3.3. Diagrama de Flujo

2. Tabla de datos

Experimento 1. Materiales y métodos 1.1 Materiales y equipos requeridos Material / Equipo

Características

Tubo

Con salida lateral

Tapón Manguera

De caucho

Espátula Probeta

Con acople

V CO2 (ml) V1 V2 V3 V4 V5

T (ºC) T1 T2 T3 T4 T5

3. Resultados esperados:

Metálica Graduada de 500 mL

Beaker Cubeta

De 1L De plástico

Balanza analítica Termómetro 1.2 Reactivos a utilizar Reactivo Carbonato de calcio o bicarbonato cido clorhídrico Agua destilada

1 2 3 4 5

W CaCO3 (g) 0.1 0.2 0.4 0.8 1.2

 



Que al graficar la relación entre el V y n con P y T, se obtenga una línea recta. Establecer la relación entre el número de moles y el volumen de CO2 producido bajo condiciones de presión y temperatura constante. Obtener a través de la reacción de HCl y CaCO3 gas carbónico.

Glosario: Fórmula

Concentración

CaCO3

Hcl H2O

2N

1.3 Procedimiento 1.3.1. En campo: Llenar la probeta con agua destilada; pesar en la balanza analítica: 0,1 g; 0,2; 0,4 g; 0,8g y 1,2g de CaCO3. Adicionar 200 ml de HCL 2N en el balón de fondo, agregar 0,1g de CaCO3 (W1), tapar conectar la manguera y recolectar el CO2 mediante el desplazamiento del agua por la probeta, cuando la reacción cese medir volumen (V1) del gas producido. Tomar la probeta tapar con la mano e introducir termómetro y medir (T1) registrar. Desocupar el balón lavar y secar adicionar 200 ml de HCL 2N, agregar 0,2g de CaCO3 (W2) realizar el mismo montaje y medir (v2) de CO2 y (T2) de la probeta. Repetir las demás cantidades. 1.3.2 En Laboratorio Peso reactivo: Wr; recolectar CO2; medir volúmenes; registro CO2 producido; tabla de datos .

GAS IDEAL : Es 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). ESTEQUIOMETRIA : se define como el procedimiento por medio del cual se determinan las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. Su etimología deriva del griego stoicheion que significa primer principio o elemento y metrón que significa medida. MOL: es la unidad fundamental utilizada para medir la cantidad de una sustancia (elemento o compuesto). Bibliografía 




Mónica, G. (2010 de Octubre de 2010). La Guía Química. Obtenido de Constante universal de los gases ideales:


http://quimica.laguia2000.com/conceptosbasicos/constante-universal-de-los-gasesideales.

PRÁCTICA No.3 CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO Introducción El ácido clorhídrico reacciona con el tiosulfato poniendo en libertad al ácido tiosulfúrico (H2S2O3), que al descomponerse produce un opacamiento de la solución. Se busca estudiar la cinética de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico, encontrar su orden de reacción, la constante especifica de velocidad, el periodo de vida media, la energía de activación y el factor de frecuencia.

1.3 Procedimiento 1.3.1. En campo: Se alistan las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3) 0,1 N y ácido clorhídrico 1N, como también el hielo y los demás materiales y equipos necesarios para la práctica. 1.3.2 En Laboratorio Se lavan 4 erlenmeyers pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y se colocan luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Se registra este valor con el termómetro. A partir de la solución de tiosulfato sódico, se prepara y mezcla soluciones de 0,05 M; 0,025 M y 0,0125M. Se alista el cronómetro en ceros y se agrega al beaker 1, 10 mililitros de HCl 1N. Se mide el tiempo que tarda la solución en opacarse totalmente. Se repite el procedimiento anterior, pero colocando los beakers en un baño de hielo. Se registra la temperatura (T2) y el tiempo en minutos que tardan las soluciones en opacarse totalmente. 1.3.3. Diagrama de Flujo

Mentefacto o diagrama conceptual

1 Materiales y métodos 1.1 Materiales y equipos requeridos Material / Equipo

Características

5 Beaker 2 Pipetas 4 Cronómetros Termómetros Mechero, trípode o malla de asbesto Matraz Balanza

De 80 mL Graduadas de 5 y 10 mL

2. Tabla de datos Tiempo (minutos Aparato de calentamiento

Beaker

[Na2S2O3] (M)

Erlenmeyer De 1L

1 2 3 4

0,1000 0,0500 0,0250 0,0125

1.2 Reactivos a utilizar Reactivo Tiosulfato de Sodio Ácido clorhídrico Agua destilada

Fórmula (Na2S2O3) Hcl H2O

Concentración 0,1N 1N

T1 (ºC)

T 2 (ºC)

Para cada temperatura trabajada (T1 y T2 ), completar la siguiente tabla:  T1 t [Na2S2O3] Log Log     (K) (min) (M) [Na2S2O3] V  0,1000 0,0500 0,0250 0,0125




Tabla de Resultados: T (K)

T1= T2=

n

k(min 1 )

-

Mentefacto o diagrama conceptual 

Eac     (cal/mol)  

t1/2(min)

3. Resultados esperados: 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.

 

Determinar el semiperiodo o período de vida media (t1/2) para esta reacción. Hallar la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) de esta reacción aplicando la ley de Arrhenius. Glosario:

CINÉTICA: Estudio de la velocidad de las reacciones químicas. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN : Es la energía mínima que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. LEY DE ARRHENIUS : Se utiliza para comprobar la dependencia de la constante de velocidad (o cinética) de una reacción química con respecto a la temperatura a la que se lleva a cabo esa reacción. Bibliografía 



Granados, J. E (2014). Protocolo de Prácticas para la Escuela. Fisicoquímica Ambiental. Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD. Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente. Atares L. (s/f). Problemas básicos de Cinética Química. Universidad Politécnica de Valencia. Departamento de Tecnología de Alimentos.

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

1. Materiales y métodos 1.1. Materiales y equipos requeridos Material / Equipo

So orte universal Bureta Pinzas Erlenmeyer Probeta Embudo de filtración Espátula Pipeta Papel filtro Varillas agitadores Baño termostatado Beaker Balanza

Características

4 Recipiente s de 250mL Recipiente de 100mL Metálica Recipiente de 10mL De vidrio Vaso de precipitado de Analítica.

1.2 Reactivos a utilizar Material / Equipo

Ácido acético glacial Carbón activado Hidróxido de Sodio cido acético Fenolftaleina Muestra de suelo seco

Fórmula Concentración CH3COOH C NaOH 0,1 N C2H4O2 0,150 M y 0,050M C20H14O4

Introducción Se describirán los procesos a seguir para determinar la adsorción de 2 soluciones de ácido acético, en muestras de suelo y carbón activado, mediante titulación ácidobase, reconociendo que la adsorción está influenciada por la naturaleza química de la superficie, dimensiones de los poros del adsorbente y por las propiedades de las soluciones.

1.3 Procedimiento 1.3.1. En campo: Se realiza una evaluación visual del suelo, basada en observaciones y su posterior recolección de muestras para su análisis de laboratorio. 1.3.2 En Laboratorio Se alistan 4 erlenmeyers ó Beakers de 250mL y se rotulan. Se pesa en balanza analítica, 4 muestras así: dos, de +/- 1 gramo de suelo y dos de +/- 1 gramo de


carbón activado, registrando los valores como: Ws y Wca, en la tabla de datos. Se coloca las muestras de suelo en dos de los erlenmeyer rotulados y las de carbón activado en los otros dos. Se adiciona 100 mL de solución de ácido acético: 0,150M en los frascos rotulados: S1 y CA1 (suelo y carbón). También agregar 100mL de ácido acético: 0,050M en los erlenmeyer: S2 y CA2. Se tapa rápidamente los recipientes y se agita periódicamente durante 30 minutos en agitadores magnéticos o con varil la de vidrio; después se deja 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. Se toma con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y se coloca en el erlenmeyer del equipo de titulación. Se adiciona 3 gotas de fenolftaleína y se agita suavemente por 10 segundos. Se alista la bureta, se lava, se purga, se coloca en el soporte universal y se carga con NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nivel del líquido a cero. Se ubica 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 o violeta pálido. Se registra los mililitros gastados de NaOH en la tabla de datos. Repetir secuencialmente los últimos tres pasos con los tres filtrados restantes y registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos. Repetir todo el experimento a una temperatura más alta: T2, cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato o baño de María.

Tabla 2: Resultados de la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón activado, a las dos temperaturas trabajadas. Muestras

Tem (ºC)

S1 S2 S1 S2 CA1 CA2 CA1 CA2

T1 T1 T2 T2 T1 T1 T2 T2

N(mmol/g)

C f (M)

Recíprocos 1/N 1/Cf

Tabla 3: Parámetros para la adsorción del ácido acético sobre suelo y carbón activado Muestras

Tem (ºC)

S1 S2 CA1 CA2

T1 T2 T1 T2

Nm(m mol/g)

2

K



A(m /g)

 (cal/mo l)

 (J/ mol)

3. Resultados esperados: 



1.3.3. Diagrama de Flujo 

Determinar la adsorción de las dos soluciones de ácido acético, en muestras de suelo y carbón activado, mediante titulación ácido-base. Encontrar la constante de equilibrio de adsorción del ácido acético (K) y el número de moles por gramo, que son necesarios para formar una monocapa (Nm). Encontrar la fracción de superficie sólida cubierta por las moléculas adsorbidas, en las dos muestras analizadas.

Glosario ADSORCIÓN : es la transferencia selectiva de uno o más solutos (adsorbato) de una solución a una de partículas sólidas (adsorbente). QUIMIOSORCIÓN : Fenómeno que se da cuando las moléculas adsorbidas reaccionan químicamente con la superficie del sólido. ENRASAR: procedimiento por el cual se lleva el volumen del líquido del material volumétrico al deseado.

2. Tabla de datos Tabla 1: Datos para la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón activado, a las dos temperaturas trabajadas. Muestras

Suelo Carbón Activado

Simbología

Wm (g)

Ácido Acético

S1 S2 CA1 CA2

Ws1: Ws2: Wca1 Wca2

0,150M 0,050M 0,150M 0,050M

mL NaOH 0,1N T1:___°C

T2:___°C

Bibliografía 


UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA-UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente- ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental PREINFORME: Laboratorio Fisicoquímica Ambiental -LFA Nombre y Apellido: Alber Fernando Castañeda Puentes Código: 83235687 Fecha: Abril de 2015 

CTR Scientific.(s/f). Hoja de datos de seguridad Acido Acetico Glacial. Recuperado en mayo de 2015 de: http://www.uacj.mx/IIT/CICTA/Documents/Acidos/ Acido%20Ac%C3%A9tico.pdf

Preinforme de Fisicoquímica

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