manual ltyc final-abril2013 (1)

i Domínguez, K., Pirela, J,. Rivero, T., Sánchez, L., Manual de Prácticas de Laboratorio de Termodinámica y Cinética. UNEXPO-VR-Barquisimeto. Periodo 2012-I.

2012

UNEXPO

VR-BARQUISIMETO

Manual de Prácticas de

Laboratorio de Termodinámica

y Cinética

ii Domínguez, K., Pirela, J,. Rivero, T., Sánchez, L., Manual de Prácticas de Laboratorio de Termodinámica y Cinética. UNEXPO-VR-Barquisimeto. Periodo 2012-I.

Autoras:

Br. Katherine Domínguez Ayudante de Investigación

Br. Jessica Pirela Ayudante de Investigación

T.S.U. Tania Rivero, Esp. Técnico del Laboratorio

Lcda. Leadina Sánchez, MSc.

Docente de la Asignatura

UNEXPO-VR-Barquisimeto. Periodo 2012-I.

1 Domínguez, K., Pirela, J,. Rivero, T., Sánchez, L., Manual de Prácticas de Laboratorio de Termodinámica y Cinética. UNEXPO-VR-Barquisimeto. Periodo 2012-I.

INDICE GENERAL

INTRODUCCIÓN .......................................................................................................................................................... 2

NORMATIVA DEL LABORATORIO .................................................................................................................................. 3

PROCEDIMIENTO PARA LA ELABORACIÓN DEL PRE-LABORATORIO ................................................................ 4

PROCEDIMIENTO PARA ELABORAR EL POST-LABORATORIO ............................................................................. 8

Bloque de Prácticas de Cinética Química ................................................................................................................. 12

PRÁCTICA # 1: CINÉTICA DE LA REACCIÓN DE OXIDACIÓN DEL ALCOHOL BENCÍLICO POR

PERMANGANATO ..................................................................................................................................................... 13

PRÁCTICA # 2: CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO ............................................. 19

PRÁCTICA # 3: CINÉTICA DE LA HIDRÓLISIS ÁCIDA DEL ACETATO DE METILO ....................................................... 27

PRÁCTICA # 4: CINÉTICA DE LA SAPONIFICACIÓN DEL ACETATO DE ETILO .................................................. 32

PRÁCTICA # 5: ISOTERMAS DE ADSORCIÓN DEL ÁCIDO ÁCETICO SOBRE CARBÓN ACTIVADO. ............... 43

Bloque de Prácticas de Termodinámica Química .................................................................................................... 50

PRÁCTICA # 6: DETERMINACIÓN DE VISCOSIDAD Y DENSIDAD DE SOLUCIONES ........................................ 51

PRÁCTICA # 7. EQUILIBRIO DE SISTEMAS TERNARIOS ...................................................................................... 59

PRÁCTICA # 8: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE COMBUSTIÓN DE UNA SUSTANCIA ................................. 69

PRÁCTICA # 9: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO Y UNA BASE. ............................. 78

PRÁCTICA # 10: DETERMINACIÓN DEL CALOR INTEGRAL DE DISOLUCIÓN ............................................................... 87


INTRODUCCIÓN

El estudio de la termodinámica involucra desde las funciones biológicas de los seres vivos hasta

complicados procesos industriales, los cuales implican balances de materia y energía para

obtener un mejor aprovechamiento de los recursos involucrados en ellos. En éstos procesos

industriales se llevan a cabo numerosas reacciones químicas, y una vez que estos ocurren es

indispensable conocer ¿con qué velocidad proceden? Y ¿en que porcentaje avanzará la reacción

antes de detenerse?. La cinética química responde las interrogantes anteriores a través del estudio

de las velocidades de reacción.

De tal manera, en las páginas siguientes se presentan un conjunto de prácticas de laboratorio de

cinética y termodinámica química. Estas prácticas forman el presente manual, y comprende la

versión actualizada en función de los reactivos con los cuales se cuentan actualmente en el

Departamento de Ingeniería Química.


NORMATIVA DEL LABORATORIO

Asistencia y Puntualidad

a) Es obligatorio presentarse puntualmente a la hora de inicio del laboratorio. Un margen

de 10 minutos permitirá no ser tomado como inasistente.

b) El máximo de inasistencias o el máximo de prácticas perdidas (sin justificación válida) es

una. Esto en concordancia con lo estipulado en el “Reglamento de Evaluación

Estudiantil del Rendimiento Estudiantil Vicerrectorado Barquisimeto”, en su artículo 49,

parágrafo uno: “Para aprobar las asignaturas de laboratorio o aquellas que tengan

incluido éste, debe realizar como mínimo el 90% del total de las prácticas”

Vestimenta y Accesorios

a) Por medidas de seguridad el estudiante deberá vestir pantalón de jeans, zapatos de goma

cerrados, bata de laboratorio y lentes de seguridad.

b) No se permitirá la entrada al laboratorio a alumnas con pantalón de tela, cabello suelto y

accesorios de gran tamaño.

c) No introducir ni consumir alimentos o bebidas en el laboratorio. No fumar.

d) Operar un instrumento o aparato solamente cuando sabes hacerlo, de otra manera

solicitar la ayuda del profesor, del ayudante o del técnico del laboratorio, para adquirir

la destreza necesaria.

Procedimiento previo a la realización de las prácticas El estudiante debe hacer dos actividades previas a la realización de la experiencia de

laboratorio. Estas actividades son:

a) La elaboración del pre-laboratorio, el cual consiste en una investigación teórica-

conceptual de los aspectos relacionados a la práctica a desarrollar. El pre-laboratorio es

de carácter individual y es requisito indispensable para realizar la experiencia práctica.

El pre-laboratorio tendrá una ponderación de quince (15) puntos (15%), y la distribución


de estos puntos se detalla más adelante. El pre-laboratorio se le entregará al profesor a

la hora de entrada en el laboratorio. El profesor se asegurará de que éste cumpla con los

requisitos necesarios tanto de forma como de fondo, y luego se lo regresará al

estudiante. El estudiante lo entregará de nuevo al profesor en conjunto (grapados) con

el post-laboratorio.

b) El estudiante debe prepararse para una evaluación corta (quíz), la cual versará sobre

aspectos teóricos-prácticos de la misma práctica a realizar. Esta evaluación también es

individual y debe ser aprobada para realizar la práctica. Esta evaluación tiene una

ponderación de 30 puntos (30%), por tanto, para aprobar se requieren al menos la

mitad de la puntuación.

c) De acuerdo al “Reglamento de Evaluación Estudiantil del Rendimiento Estudiantil

Vicerrectorado Barquisimeto”, en su artículo 49, parágrafo uno, el estudiante debe

presentar el 90% de las prácticas. El estudiante solo puede reprobar dos (quices), ya que

un tercero conlleva a reprobar la asignatura.

PROCEDIMIENTO PARA LA ELABORACIÓN DEL PRE-LABORATORIO

NNuunnccaa ccoonnssiiddeerreess eell eessttuuddiioo ccoommoo uunnaa oobblliiggaacciióónn,, ssiinnoo ccoommoo uunnaa ooppoorrttuunniiddaadd ppaarraa

ppeenneettrraarr eenn eell bbeelllloo yy mmaarraavviilllloossoo mmuunnddoo ddeell ssaabbeerr..

AAllbbeerrtt EEiinnsstteeiinn

La finalidad de realizar un pre-laboratorio es demostrar que el estudiante ha realizado el

trabajo de investigación necesario para efectuar la experiencia práctica de manera conciente,

para que a través de la misma pueda establecer una conexión entre sus conocimientos teóricos

del tema y la aplicación práctica de los mismos.

Sobre la forma de elaborar el pre-laboratorio

El pre-laboratorio deberá escribirse a mano (a bolígrafo color negro) en hojas blancas tipo

carta. Las hojas deben ser numeradas en la parte superior derecha. El pre-laboratorio debe

incluir:


Portada

Es la primera página del pre-laboratorio. Deberá contener; la identificación completa: La

Universidad, el departamento, la sección a la cual pertenece el laboratorio, la asignatura, la

palabra "Pre-laboratorio", el nombre de la práctica, el nombre del participante, el nombre del

profesor y la fecha de entrega del mismo.

Introducción

Debe introducirse la práctica a realizar, de manera sustancial, pero en forma clara y breve. En

la introducción estará contenida la idea general del objeto de estudio, destacando sus aspectos

relevantes. También puede contener alguna explicación de la importancia de la práctica, una

síntesis de la metodología a emplear.

Objetivos Deberá incluir tanto los propuestos, así como también los que nazcan como el resultado de la

iniciativa del estudiante.

Fundamentos teóricos y su aplicación

El propósito de esta sección es desarrollar las relaciones que permiten describir los procesos

termodinámicos y/o cinéticos que se llevan a cabo en la experiencia de laboratorio. Asegúrese

de hacer una revisión extensa de estos fundamentos, más sin embargo, debe estar en la

capacidad de resumir la información. En las prácticas que se utilicen equipos y/o montajes debe

explicar el fundamento de los mismos, y la técnica experimental.

Propiedades Fisicoquímicas de los reactivos / Medidas de Seguridad

La finalidad de este aparte es que el estudiante se familiarice con propiedades como punto de

fusión, ebullición, presión de vapor, solubilidad, y las medidas que puede tomar en caso de

accidentes o derrames de sustancias, entre otros.


Cálculos previos

En este inciso el estudiante debe realizar los cálculos que se requieran para luego preparar las

soluciones. Si el estudiante desconoce algunos parámetros como densidad, pureza,

concentración de los reactivos de los cuales partirá para preparar sus soluciones, entonces, el

estudiante debe pasar por el laboratorio y consultar con el (los) técnico (s) su inquietud. No se

permitirán excusas en este sentido, el estudiante debe ser tener claro que el laboratorio solo

consta de 3 horas académicas, por lo cual debe ir lo más preparado posible con el fin de ganar

tiempo.

Bibliografía

Las referencias deben nombrarse a lo largo del pre-laboratorio y tendrán el formato establecido

por la Revista Digital de Investigación y Postgrado (REDIP) de la UNEXPO [1]. Estas normas son

las siguientes:

Las referencias deben ser citadas y numeradas en el texto, con números arábigos entre corchetes, en orden de aparición, según

el formato establecido a continuación. Al final del trabajo se indicarán las fuentes, como se describe a continuación, según se

trate de:

a. Libro: Autor (es) (Apellido e inicial del nombre), título del libro, número o tomo del volumen (si hubiera más de uno), número

de la edición (a partir de la 2da), lugar de la edición, editorial, año de publicación y paginación. Por ejemplo:

Serna, H. Servicio al Cliente. Una nueva visión: Clientes para siempre. Metodología y Herramientas para medir su lealtad y

satisfacción. 3era Edición. Bogotá, Colombia. 3R Editores. 2005. Pp 55-69.

b. Libro y/o Artículo en electrónico: Autor (es) (Apellido e inicial del nombre). capitulo de libro. título del libro, tomo del libro (si

hubiera más de uno), fecha de la publicación, fecha de la consulta [entre corchetes], números de páginas y disponibilidad o

acceso [pagina web] Por ejemplo:

Martínez L. Estudio de la Integración de los medios informáticos en los currículos de educación infantil primaria. El currículo como ámbito de Actuación, [Libro en línea]. Tomo 2. Julio 2005, [consulta el 01/12/2009]. Pp: 47-49. Disponible en http://site.ebrary.com/lib/interpuertoricosp

Nota: Solo se aceptan Referencias electrónicas de Universidades reconocidas y/o blog de profesores universitarios.


El pre-laboratorio tiene una ponderación de 10 puntos (10%). Esta ponderación esta dividida de

la siguiente manera:

Sección del pre-laboratorio %Ponderación

Portada 0*

Introducción 0*

Objetivos 0*

Fundamentos teóricos y su aplicación 5

Parte Experimental (Flujograma) 5

Propiedades Fisicoquímicas de los reactivos/Medidas de

seguridad 0*

Cálculos previos 0*

Bibliografía 0*

*aunque no tienen ponderación, estas secciones son requisito indispensable para considerar el pre-laboratorio como válido.

DURANTE LA REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA

““NNoo bbaassttaa ssaabbeerr,, ssee ddeebbee ttaammbbiiéénn aapplliiccaarr.. NNoo eess ssuuffiicciieennttee qquueerreerr,, ssee ddeebbee ttaammbbiiéénn hhaacceerr””..

JJoohhaannnn WWoollffggaanngg GGooeetthhee

a) Mientras se desarrolle la práctica los estudiantes deben mantener el orden dentro del

laboratorio.

b) Deben mantener un tono de voz adecuado.

c) Cada estudiante debe estar concentrado en su trabajo experimental, por lo cual no se

permiten interrupciones de otros compañeros (visitas).

d) Inmediatamente después de culminar su última medida, los estudiantes deben lavar

(agua, jabón, agua destilada) el material de vidrio que utilizó. El técnico debe asegurarse

que el material se encuentre en buenas condiciones.


e) Antes de retirarse del laboratorio, el estudiante debe entregar el reporte completo de

sus resultados (cálculos post-laboratorio), por lo cual debe de realizar los cálculos post-

laboratorio inmediatamente. Este reporte es de carácter grupal, y tiene una

ponderación de diez (10) puntos (10%).

PROCEDIMIENTO PARA ELABORAR EL POST-LABORATORIO

““EEll eexxppeerriimmeennttaaddoorr qquuee nnoo ssaabbee lloo qquuee eessttáá bbuussccaannddoo nnoo ccoommpprreennddeerráá lloo qquuee eennccuueennttrraa””..

CCllaauuddee BBeerrnnaarrdd

El post-laboratorio, es el resultado de la experiencia práctica en sí misma, por lo cual debe

contener todo lo necesario para la correcta presentación, análisis e interpretación de los

resultados obtenidos en cada una de las prácticas. El post-laboratorio debe incluir:

Portada Es la primera página del post-laboratorio. Deberá incluir; la identificación completa: La

Universidad, el departamento, la sección a la cual pertenece el laboratorio, la asignatura, la

palabra "Post-laboratorio", el nombre de la práctica, el nombre del participante, el nombre del

profesor y la fecha de entrega del mismo.

Resumen El resumen de un trabajo es la “carta de presentación” del mismo. Es el resumen el que motiva

(o no) al lector a seguir leyendo un artículo cualquiera. Por tanto, el estudiante debe estar en la

capacidad de presentar sus resultados de tal manera que sea de interés para el lector. La

capacidad de resumir está ligada, por lo tanto, a la capacidad de comprender con precisión lo

que se considera esencial.

Resultados

Los resultados que se obtengan dependerán de su habilidad, destreza, de su pericia

experimental, así como del uso correcto de las técnicas experimentales que previamente el


estudiante aprendió. En esta sección se debe incluir tanto los datos como los resultados

experimentales. Para presentarlos se deberán utilizar tablas y gráficas debidamente tituladas y

nombradas en el texto. Esto se realizará de forma secuencial.

Análisis de resultados En esta sección del post-laboratorio, el estudiante interpretará los resultados obtenidos

experimentalmente dentro de un marco teórico-conceptual. Siendo esta asignatura del octavo

(8vo) semestre ésta sección debe ser muy enriquecedora, además deben de converger los

conocimientos de las diversas cátedras que de alguna u otra forma coinciden o contribuyen al

desarrollo de la misma. Sin embargo, el estudiante debe tener presente que debe profundizar

en los aspectos cinéticos y/o termodinámicos.

Conclusiones

Estas deberán ser congruentes con los objetivos, estar fundamentadas en el análisis de

resultados y en las observaciones realizadas durante el trabajo práctico. Así mismo pueden

incluirse las sugerencias que estén encaminadas a la obtención de datos más exactos y/o más

precisos.

Bibliografía

Se anotarán aquellas referencias bibliográficas que respalden tanto el análisis de resultados

como a las conclusiones. Esta bibliografía debe citarse de forma coherente en el análisis de

resultados, es decir, debe respaldar (o no) los resultados que se obtuvieron en la práctica.

Deben presentarse tal y como se explicó anteriormente.

La ponderación del post- laboratorio tiene un valor de 50 puntos (50%), y están estructurados

como se muestra en la tabla adjunta.


Sección del post-laboratorio % Ponderación

Portada 0

Resumen 2

Resultados 15

Análisis de los resultados 30

Conclusiones 3

Bibliografía 0

De la misma forma que el pre-laboratorio, esta sección debe ser escrita a mano (a bolígrafo

tinta negra) en hojas blancas tamaño carta y numeradas en la parte superior derecha. Debe

entregarse en conjunto con los pre-laboratorios (grapados juntos). El post-laboratorio es de

carácter grupal.

Para resumir la información relacionada a la evaluación (detallada arriba), se muestra la tabla

adjunta.


La tabla muestra el contenido de cada sección a evaluar, así como la ponderación de cada ítem.

Pertenece a la sección ítem % Ponderación

Antes de la Práctica

(30%) Quíz 30

Pre-Laboratorio

(10%)

Portada 0

Introducción 2

Objetivos 0

Fundamentos teóricos y su aplicación 5

Parte Experimental (Flujograma) 5

Propiedades Fisicoquímicas Medidas de seguridad

0

Cálculos previos 0

Bibliografía 0

Durante la Práctica

(10%) Reporte/cálculos post-laboratorio 10

Post-Laboratorio (50%)

Portada 0

Resumen 2

Resultados 15

Análisis de los resultados 30

Conclusiones 3

Bibliografía 0

TOTAL 100


Bloque de Prácticas de

Cinética Química


UNIVERISIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA “ANTONIO JOSÉ DE SUCRE”

DEPARTAMENTO DE INGENIERIA QUIMICA LABORATORIO DE TERMODINÁMICA Y CINÉTICA

PRÁCTICA # 1: CINÉTICA DE LA REACCIÓN DE OXIDACIÓN DEL ALCOHOL BENCÍLICO POR PERMANGANATO

I.OBJETIVOS

1) Estudiar la cinética de la reacción de oxidación del alcohol bencílico por

permanganato.

2) Determinar el orden de la reacción con respecto al alcohol bencílico.

3) Determinar el orden de la reacción con respecto al permanganato.

4) Determinar la constante de velocidad de reacción.

II.INTRODUCCIÓN El alcohol bencílico puede ser oxidado a aldehído y posteriormente a ácido benzoico por el

permanganato en medio ácido, siguiendo una cinética de primer orden con respecto a cada uno

de los reactivos [1]. Esta reacción se realizará a 25 ºC (temperatura ambiente del laboratorio),

por lo cual antes de mezclar las soluciones estas deben ser termostatizadas en un baño

alrededor de 15 minutos. La ecuación de velocidad es la siguiente:

)1.1.ec(]KMnO[]OHR[kdt

]KMnO[dV n

4

m4r −=−=

Para comprobar este hecho se realiza la reacción en exceso de uno de los reactivos (alcohol).

Suponiendo su concentración prácticamente constante a lo largo de la reacción, la ecuación de

velocidad queda:

)2.1.ec(]OHR[kkdonde;]KMnO[kdt

]KMnO[dV m

1

n

414

r −==−=

La integración de la ecuación anterior (sabiendo que n=1) conduce a:

)3.1.ec(tk]KMnOln[]KMnO[ln 1o44 −=


Para determinar la concentración de permanganato potásico se hará uso de la técnica de

espectroscopia de absorción. Los aspectos teóricos y prácticos asociados a esta técnica puede

consultarlos en cualquier texto de química analítica, se recomiendan [2-3].

Realizando el experimento para varias concentraciones de alcohol, la constancia de k1/[R-OH] =

k indica que es también de primer orden en la concentración de alcohol bencílico.

III. DESARROLLO EXPERIMENTAL

1) Materiales y Reactivos.

En la tabla adjunta se muestran los reactivos/soluciones que se utilizaran, así como algunos de

los materiales y equipos más importantes.

Tabla Nº1. Materiales, equipos, reactivos y soluciones a emplear.

Materiales/Equipos Reactivos/Soluciones

Balones aforados Solución A: 100 mL de una solución que sea simultáneamente: 0.01M en alcohol bencílico, 0.70M en acido perclórico, 20% en acido acético.

Balanza analítica

Espectrómetro/celda de vidrio

Cronómetro Solución B: 100 mL de una solución que sea

simultáneamente: 0.02M en alcohol bencílico,

0.70M en acido perclórico, 20% en acido acético. Propipeta

Pipeta aforada

Beackers Solución C: 100 mL de una solución de Permanganato 0.004M.

2) Secuencia experimental.

2.1 En un matraz aforado de 50 mL introducir 4 mL de la disolución C y enrasar a 50 mL con la

disolución A transvasándola primero a un beacker y con la ayuda de un gotero.

2.2 Introducir rápidamente la mezcla reaccionante en un beacker y llenar la cubeta con la

mezcla de reacción

2.3 Medir su Absorbancia a 527 nm cada 2 minutos durante 30 minutos en el

espectrofotómetro.


2.4 Realizar otra vez la reacción y la medición manteniendo constante la concentración de de la

disolución C y utilizando ahora la disolución B de alcohol bencílico pero esta vez cada 1 minuto

durante 15 minutos.

IV.PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

1.Velocidad de reacción. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción. Constante

cinética. Orden de reacción. Absorbancia. Uso del espectrofotómetro. Ley de Beer. Relación

entre Absorbancia y concentración. Procedimientos analíticos para determinar velocidades de

reacción. Desarrollar la forma integrada de la ecuación general considerando n = 0,1 y 2 para la

reacción llevada a cabo en la práctica. Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento

experimental.

V.DATOS EXPERIMENTALES

Los datos experimentales, así como las observaciones que perciban los estudiantes en la

práctica deben ser colocados en el formato destinado para ello. Este formato constituye el

reporte que debe entregar al profesor, por lo cual, cada grupo de estudiante debe llevar dos (2)

copias; una para el grupo y otro para el profesor (a).

VI.TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES

De acuerdo con la ley de Beer, la Absorbancia de una solución es directamente proporcional a

la concentración de la especie colorida en la disolución, por lo tanto puede utilizarse

directamente la Absorbancia en lugar de la concentración para calcular la constante de

velocidad.

1. Graficar suponiendo los siguientes ordenes de reacción:

0 A Vs. t

1 Ln(Ao/At) Vs. t

2 1/A Vs. t


2.Elegir a que orden se ajustan mejor los datos obtenidos según la correlación, y aplicar la

ecuación y calcular la constante cinética (k1)

3.Calcular el valor de k sabiendo que: K1=k[R-OH]; Entonces k=k1/[alcohol]

4.Realizar el mismo procedimiento para la disolución B.

5.Comprobar que k1/[R-OH] permanece constante en los dos experimentos.

VII. BIBLIOGRAFÍA

[1]. Introducción a la experimentación en química física. Universitat de les Illes Balears. 2005.

[2]. Douglas A. Skoog, Stanley R. Crouch, F. James Holler. Principios de análisis instrumental.

Octava Edición. México 2005.

[3]. Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Barcelona, Editorial Reverte, 2005.

[4]. Fogler, H. S. “Elementos de la ingeniería de las Reacciones Quimicas”. México, Editorial

Prentice Hall, 2001.

[5]. Levenspiel, O. Ingeniería de las Reacciones Químicas. México, Editorial Reverte, 1998.


PRÁCTICA # 1: CINÉTICA DE LA REACCIÓN DE OXIDACIÓN DEL ALCOHOL BENCÍLICO

POR PERMANGANATO

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla Nº 1. Valores de Absorbancia en función del tiempo

t(min) Abs (solución A) Abs (solución B) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

LABORATORIO DE TERMODINÁMICA Y CINÉTICA REPORTE DE LABORATORIO


Tabla Nº 2. Ecuaciones de la recta resultantes. Solución A + Solución C

Orden Se grafica Ecuación de la recta Coeficiente R2

0 A Vs t

1 Ln(Ao/At) Vs t

2 1/A Vs t

Tabla Nº 3. Ecuaciones de la recta resultantes. Solución B + Solución C

Orden Se grafica Ecuación de la recta Coeficiente R2

0 A Vs t

1 Ln(Ao/At) Vs t

2 1/A Vs t

Tabla Nº 4. Valores de la constante de velocidad k y K1. (Coloque la unidad en que se expresa)

A partir de las soluciones K ( ) K1 ( )

A + C

B + C

Observaciones Experimentales:

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

Observaciones (DEL PROFESOR):

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________




PRÁCTICA # 2: CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

I. OBJETIVOS

1)Estudiar cinéticamente la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno

2)Determinar el orden de reacción en la descomposición del peróxido de hidrógeno.

3)Evaluar el efecto de la presencia de catalizadores en la velocidad de la reacción.

4)Calcular el coeficiente de velocidad en ausencia y presencia del catalizador.

II. INTRODUCCION

La velocidad de reacción se puede definir como la concentración de reactivo que se transforma

o se desaparece en la unidad de tiempo o la concentración de producto que aparece por unidad

de tiempo. Existen ciertos factores que influyen sobre la velocidad de reacción como lo son la

naturaleza de los reactivos, la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de

catalizadores. Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción o de

un proceso termodinámicamente posible. Actúa en pequeñas proporciones y al final de la

reacción química se recupera intacta. Se caracterizan por su selectividad para actuar sobre una

reacción determinada e intervienen en el proceso llevando a la reacción por un camino distinto

que tiene una energía de activación menor, esto hace que aumente la velocidad de reacción.

Aunque también existen catalizadores negativos que disminuyen la velocidad de reacción[1].

En esta práctica se estudiará la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno:

2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g)

A la cual se le agregaran catalizadores para aumentar la velocidad de reacción, tal es el caso del

Cloruro Férrico y de la mezcla Férrico-Cloruro Cúprico. El cloruro férrico es el catalizador, y en el


caso de la mezcla, la función del cloruro cúprico es cocatalizar la reacción. El curso de la

reacción puede seguirse valorando, a distintos intervalos de tiempo, con una solución estándar

de Permanganato de Potasio, ya que el peróxido es oxidado por éste en medio ligeramente

acido:

OH8O5Mn2H6OH5MnO2 22

2K

224 ++→++ ++−

III.DESARROLLO EXPERIMENTAL

1) Materiales y Reactivos.





Pipetas graduadas Solución al 0.6% de Peróxido de Hidrógeno

Pipetas volumétricas Solución de Cloruro Férrico

Balones aforados Solución de Cloruro Férrico +Cloruro Cúprico

Baño termostático Solución de Permanganato de Potasio 0.1 N

Propipeta Ácido Sulfúrico concentrado

3 Planchas de agitación

3 agitadores magnéticos

Buretas

Erlenmeyers

2) Secuencia experimental.

2.1 Preparar una solucion al 0.6% de peróxido de hidrógeno haciendo los calculos de dilución

correspondientes y utilizando un balon aforado de 250 mL.


2.2 Colocar en un baño termostático (a temperatura ambiente) durante 15 minutos las

soluciones a emplear durante la experiencia: Peróxido de Hidrógeno al 0,6% P/V, Solución de

Cloruro Férrico y la solución de Cloruro Férrico - Cloruro Cúprico.

2.3 Trasladar a un erlenmeyer 75 mL de la solución de peróxido con ayuda de una bureta.

2.4 Coloque el erlenmeyer con la solucion de peróxido en una plancha de agitación e introduzca

el agitador magnético. Comience la agitación de la solución.

2.5 Añadir con ayuda de una pipeta volumetrica 15 mL de Cloruro Férrico. En este instante

active el cronómetro y de por iniciada la reacción de descomposición del peróxido.

2.6 Inmediatamente retire 5mL de la solución (medición a tiempo cero) y recojalos sobre 15

gotas de ácido sulfúrico concentrado contenidos en una fiola.

2.7 TÍtule con Permanganato de Potasio 0.1 N para la determinacion de la concentracion del

peróxido.

2.8 Repita los pasos 2.6 y 2.7 a los 20, 40, 60 y 80 minutos de haberse iniciado la reacción.

2.9 Repetir los pasos 2.3, 2.4, 2.5, 2.6, 2.7 y 2.8 sustituyendo los 15 mL de Cloruro Férrico

mencionados en el paso 2.5 por 15 mL de solucion de Cloruro Férrrico-Cloruro Cúprico.

2.10. Repetir los pasos 2.3, 2.4, 2.5, 2.6, 2.7 y 2.8 sustituyendo los 15 mL de agua destilada

mencionados en el paso 2.5 por 15 mL de solución asignada por el t.


Factores que afectan la velocidad de una reacción: presencia de catalizadores. Utilidad de los

catalizadores. Catálisis homogénea. Características de los catalizadores. Catálisis positiva y

catálisis negativa. Influencia de los catalizadores en la energía de activación. Mecanismos

alternativos de reacción por la presencia de catalizadores. Mecanismo de descomposición del

peróxido de hidrógeno. Cocatalizador. A partir de la ecuación –rA=kCAn Aplicar el método


integral y deducir las ecuaciones suponiendo orden 0, 1 y 2. Realizar un esquema (flujograma)

con el procedimiento experimental.

V.DATOS EXPERIMENTALES





VI.TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

Para cada una de las tres experiencias descritas en la sección experimental determine los

siguientes datos:

1) Calcule la concentración de peróxido de hidrógeno a cada tiempo t a partir de los datos de

cada titulación:

La relación estequiometrica se obtiene a partir de la reacción:

OH8O5Mn2H6OH5MnO2 22

2K

224 ++→++ ++−

[ ][ ]

)1.2.ec(KMnOmol2

OHmol5*

V

KMnOVOH

4

22

tituladaalicuota

4KMnO

22

4=

VKMnO4=Volumen gastado en la titulación

[KMnO4]=0.1 N

V alicota gastada= 5mL

2) Calcule la conversión fraccional para cada dato de concentración:

[ ] [ ] [ ][ ] )2.2.ec(

OH

OHOHOH

O22

22O22

22

−=


[H2O2]o=Concentración del peróxido de hidrógeno para t=0

[H2O2] = Concentración del peróxido de hidrógeno para un tiempo t.

3) A partir de las ecuaciones deducidas por el método integral para n=0,1 y 2 graficar

conversión Vs tiempo. En el informe debe presentar las gráficas para cada uno de los órdenes,

comparar y discutir los valores de coeficientes de correlación y escoger la ecuación y el orden

que considere más apropiado, dando la argumentación correspondiente.

4) A partir del orden seleccionado calcular el coeficiente de velocidad.

VII.BIBLIOGRAFÍA







PRÁCTICA # 2: DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla Nº 1. Datos para la preparación de la solución de peróxido de hidrogeno

Concentración inicial (%P/V)

Concentración final (%P/V) 0.6%

Volumen final (Volumen del balón aforado)

250 mL

Factor de dilución

Volumen de la alícuota de H2O2 original


_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________

Tabla Nº 2. Datos de la titulación del peróxido de hidrogeno durante el curso de la reacción de descomposición de la solución catalizadora proporcionada por el técnico.

Tiempo (min) Volumen de

KMn04 de consumido (mL)

[H2O2] Conversión del H2O2

0

20

40


60

80

Tabla Nº 3. Datos de la titulación del peróxido de hidrogeno durante el curso de la reacción de descomposición en presencia de Cloruro Férrico




0

20

40

60

80

Tabla Nº 4. Datos de la titulación del peróxido de hidrogeno durante el curso de la reacción de

descomposición en presencia de Cloruro Férrico + Cloruro Cúprico




0

20

40

60

80

Tabla Nº 5. Ecuaciones de la recta resultantes

Descomposición del H2O2

Orden Se grafica Ecuación de la recta Coeficiente r2

0 X Vs t


en:_________ 1 -ln(1-X) Vs t

2 X/1-X Vs t

Descomposición del H2O2 en

FeCL3

0 X Vs t

1 -ln(1-X) Vs t

2 X/1-X Vs t

Descomposición

del H2O2 en

FeCL3 + CuCl2

0 X Vs t

1 -ln(1-X) Vs t

2 X/1-X Vs t

Tabla Nº 6.Orden de reacción y coeficiente de velocidad para cada reacción

Orden de reacción

seleccionado K ( )


en: ___________

Descomposición del H202

en Cloruro Férrico


en Cloruro Férrico +

Cloruro Cúprico


_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________


_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________




PRÁCTICA # 3: CINÉTICA DE LA HIDRÓLISIS ÁCIDA DEL ACETATO DE METILO

I.OBJETIVOS

1) Estudiar cinéticamente la reacción de la hidrolisis ácida del acetato de metilo.

2) Determinar mediante una técnica volumétrica ácido-base la constante de reacción de la

hidrólisis ácida del acetato de metilo.

3) Comprobar que el orden de reacción propuesto n=1 es el indicado.

II.INTRODUCCION

El acetato de metilo se hidroliza en medio ácido para dar el ácido acético y metanol:

OHCHCOOHCHOHCOOCHCH 33

H

233 +→++

siguiendo una cinética de primer orden con respecto a la concentración de éster. La integración

de la ecuación de velocidad para esta reacción conduce a la ecuación:

[ ] [ ] )1.3.ec(COOCHCHkdt

COOCHCHd33

33 =−

Linealizando la ecuación se tiene:

[ ] [ ] )2.3.ec(ktCOOCHCHlnCOOCHCHlno3333 −=

Según la estequiometria de la reacción:

[ ][ ] [ ] )3.3.ec(kt

COOHCHCOOCHCH

COOCHCHln

3O33

O33 =−


Las ecuaciones 1 y 2 se transforman en:

)4.3.ec(ktVV

VVln

t

o =−−

∞

∞

donde k es la constante de la reacción de pseudo-primer orden, ya que lleva implícita la

concentración del agua, que actúa como reactivo y disolvente. Es decir, k= kobservada = k1[H2O]

Para determinar la constante de velocidad de esta reacción en lugar de determinar

experimentalmente la concentración de éster, se determina la concentración de ácido acético

por valoración directa con una base (hidróxido sódico) a través de la observación del punto de

viraje de un indicador ácido-base como la fenolftaleína, que vira de incoloro a rojo (zona pH

básica). La reacción se realiza en un medio fuertemente ácido para catalizar la reacción.


1) Materiales y Reactivos





Pipetas graduadas 100mL de solución de Acetato de metilo 10% V/V

Pipetas volumétricas

Balones aforados

100mL de solución de Ácido clorhídrico 2N

Bureta

Propipeta

Hielo

Beackers

1L de solución de Hidróxido de Sodio 0.15 N Erlenmeyers

Pinzas de nuez

Soporte Universal


2) Secuencia experimental 2.1 Verter 50 mL de la disolución de acetato de metilo sobre 50 mL de la disolución de HCl 2 N

en un beacker y comenzar a correr el tiempo.

2.2 Después de agitar fuertemente se saca una muestra de 2 mL que se vierte sobre un

erlenmeyer que contiene 40 mL de agua destilada, previamente colocada en un baño de hielo y

agua (congelado de la reacción) y añadir 5 gotas de indicador (fenolftaleína)

2.3 Realizar una valoración empleando NaOH como titulante, el cambio de viraje es de

transparente a rosa pálido momento en el cual se anota el volumen consumido de NaOH que

será Vo.

2.4 A intervalos de 15 min. realizar la misma operación anterior y determinar los volúmenes de

equivalencia (Vt). Realizar 7 mediciones.

2.5 Tomar valor de V∞=27,4 mL


1) Cinética de la reacción. Ecuación cinética. Reacciones de pseudo primer orden. Constante de

Velocidad. Orden de reacción. Técnicas aplicadas a la determinación de la cinética.

2) A Partir de la ecuación:

[ ] [ ] ktCOOCHCHlnCOOCHCHlno3333 −=

deduzca la siguiente expresión:

kt)VV(ln)VV(ln ot −−=− ∞∞

3) Deducción de la ecuación para reacciones de primer orden.

4) ¿Los volúmenes aumentan o disminuyen a medida que trascurre la reacción? ¿A qué se

debe?

5) Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento experimental.


IV.DATOS EXPERIMENTALES





V. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES

1) Calcular ln((V∞-Vt)/(V∞-Vo)) .

2) Graficar ln((V∞-Vt)/(V∞-Vo)) Vs tiempo, linealizar y verificar de acuerdo a la correlación si la

reacción es de orden 1.

3) A partir de la ecuación de la recta calcular la constante de velocidad: Y=mx; y k=m.

VII. BIBLIOGRAFÍA






PRÁCTICA # 3: CINÉTICA DE LA HIDRÓLISIS ÁCIDA DEL ACETATO DE METILO

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla Nº1. Volúmenes de NaOH consumidos durante la valoración.

t (min) V NaOH consumido (mL)

−∞

−∞

o

t

VV

VVln

0

15

30

45

60

75

90

105

∞

Tabla Nº2. Ecuación de la recta obtenida de t.VsVV

VVln

o

t

−∞

−∞

Ecuación de la recta R2 K ( )


_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________


____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________



PRÁCTICA # 4: CINÉTICA DE LA SAPONIFICACIÓN DEL ACETATO DE ETILO COMPARACIÓN DE UN MÉTODO QUÍMICO CON UN MÉTODO FÍSICO

EFECTO DE LA TEMPERATURA

I.OBJETIVOS.

1)Comparar la cinética de la saponificación del acetato de etilo por dos métodos: químico y

físico.

2)Comprobar el efecto de la temperatura en la velocidad de la reacción empleando el método

físico.

3)Determinar la constante de velocidad de reacción a dos temperaturas.

4)Determinar la energía de activación de la reacción.

5)Determinar el orden de la reacción por ambos métodos.

II.NTRODUCCIÓN

La hidrólisis del acetato de etilo catalizada por una base es una reacción de sustitución

nucleofílica acílica. Este tipo de reacción se llama saponificación porque cuando se aplica a

grasas y aceites (esteres de larga cadena, ácidos “grasos”) se produce jabón [1]. La reacción es

irreversible, porque el resultado es el anión carboxilato que esta estabilizado por resonancia

[2]. El ión carboxilato negativo no atrae nucleófilos. Para profundizar en los aspectos

relacionados al mecanismo de reacción pueden utilizarse cualquier texto de química orgánica

[1-2].

La reacción general de saponificación del acetato de etilo con hidróxido de sodio es la siguiente:

OHHCCOOCHOHHCOOCCH 523

k

523 +→+ −−

Esta reacción es un ejemplo clásico de las reacciones de segundo orden puesto que la velocidad

depende de los dos reactantes involucrados [2-3]. Siendo así, en este tipo de reacciones se




colocan a reaccionar los dos reactivos involucrados con concentraciones iníciales iguales para

utilizar la ecuación simplificada de la velocidad. El análisis matemático de las ecuaciones de

velocidad para este tipo de reacciones se puede consultar en la bibliografía [3].

Para determinar el progreso de la reacción se emplean dos técnicas experimentales; la

conductancia (método físico) y la valoración ácido-base (método químico). La finalidad de

evaluar la cinética de la saponificación del éster por dos métodos es comparar los mismos.

El uso del primer método consiste en medir la conductancia de la mezcla reaccionante en

intervalos de tiempo. Esto se realiza dos temperaturas (25ºC y 40ºC) con la finalidad de

comprobar la influencia de la temperatura en la velocidad de la reacción. La reacción puede

seguirse conductimétricamente puesto que la conductividad disminuye en el transcurso de la

reacción. Esta disminución de la conductividad es debida a la mayor conductividad equivalente

de los iones OH- con respecto a los iones acetato, los cuales sustituyen a los OH- en el

transcurso de la reacción. En este caso, no se tomarán en cuenta la conductancia del acetato de

etilo y el etanol por ser sustancias no iónicas [4].

El método químico consistirá en estudiar la reacción empleando una titulación ácido-base por

retroceso [5-6], es decir, con un exceso de ácido clorhídrico se detendrá la reacción en

intervalos de tiempo preestablecidos, luego se valora el ácido remanente y a partir de las

relaciones molares se calcula los moles de NaOH (de la reacción de saponificación) que

reaccionan en un tiempo “t”. Con el método químico se obtendrán los parámetros cinéticos

para ser comparados con los obtenidos por el método anterior.

III. MÉTODO FÍSICO

III.A. DESARROLLO EXPERIMENTAL







Balones aforados

250 mL de una solución de NaOH 0,02M Balanza analítica

Conductímetro

Cronómetro

250mL de una solución de acetato de etilo 0,02N

Propipeta

Pipeta aforada

Beackers

Termostato

2) Secuencia Experimental

2.1) Preparar 250ml de NaOH 0,02M y 250ml de acetato de etilo 0,02M.

2.2) A temperatura ambiente tome (mediante la ayuda de pipetas volumétricas) 100 ml de

solución de NaOH 100 ml de solución de acetato, mézclelos y ponga en funcionamiento el

cronómetro, efectúe lo más pronto posible la lectura de conductancia para el tiempo para el

tiempo cero λ0, posteriormente efectúe medidas cada 4 minutos, hasta obtener 8 medidas. Los

valores de conductancia infinita λ∞, para esta reacción, corresponderán únicamente al valor de

la conductancia del acetato de sodio (debido al tiempo prolongado de la misma reacción)[4].

2.3) Para 40oC se colocan 2 balones contenido las soluciones de NaOH y acetato de etilo, en el

termostato, después de alcanzar el equilibrio térmico (15 min) se mezclan y se procede igual

que en la temperatura ambiente.

3) Tratamiento de los datos experimentales.

De acuerdo con la correlación de la propiedad física (conductividad) con la conversión se tiene

la ecuación 4.1 que representa el grado de conversión:

)1.4.ec(Xo

ot

λ−λλ−λ=

∞


Para cada valor de temperatura (25oC y 40oC) realizar las siguientes determinaciones:

3.1) Calcular el valor de la conversión fraccional para cada medición de conductividad utilizando

la ecuación 1.

3.2) Calcular el cociente X/(1-X) para cada conversión calculada en el paso anterior.

3.3) Graficar X/(1-X) Vs. t (min).

3.4) Utilizando el grafico ajuste los datos a la siguiente ecuación 4.2:

)2.4.ec(tCk)x1(

xAo1=

−

3.5) Comprobar si el orden propuesto es el adecuado mediante la correlación (R2 debe

acercarse a 1).

3.6) Obtener el valor del coeficiente de velocidad (k1) para cada temperatura de la pendiente

de la recta ajustada en los pasos anteriores, es decir, de la ecuación 2 se tiene:

Ao1A1 C

mkCkmo

=⇒=

3.7) Calcular la magnitud de la energía de activación (Ea) de la reacción mediante la relación

entre dos constantes de velocidad a temperaturas distintas, ecuación 4.3:

)3.4.ec(T

1

T

1

R

E

k

kln

21

a

1

2

−=

3.8) Calcular el factor de frecuencia (A) utilizando la ecuación de Arrhenius, ecuación 4:

)4.4.ec(Aek 1a

T.RE−

=

3.9) Linealizar la ecuación de Arrhenius. Graficar el lnk Vs. 1/T y de los datos de la pendiente y

la ordenada en el origen de la recta trazada, obtener la energía de activación de la reacción y el

factor de frecuencia.


3.10) Comparar las magnitudes obtenidas por el método analítico y por el método gráfico.

IV.MÉTODO QUÍMICO

IV.A. DESARROLLO EXPERIMENTAL


En la tabla Nº2 se muestran los reactivos/soluciones que se utilizaran, así como algunos de los

materiales y equipos más importantes para el método químico.

Tabla Nº2. Materiales, equipos, reactivos y soluciones a emplear para el método químico.


Balones aforados NaOH 0,02N

Balanza analítica Acetato de etilo 0,02N

Termostato NaOH 0,01 M valorada

Cronómetro HCl 0,005 M valorada

Pipetas volumétricas Fenolftaleína

Propipeta

Erlenmeyers

2) Secuencia Experimental.

2.1) Preparar soluciones de 250ml de NaOH 0,02M y 250ml de acetato de etilo 0,02M y

termostatizarlas a 25ºC durante 15 minutos.

2.2)Preparar 9 fiolas de 250 ml con 50 ml de HCl 0.005M valorado, enumerarlos y colocar en el

baño para termostatizar durante 15 minutos.

2.3)Verter la solución de NaOH sobre la de acetato de etilo (beaker de 800 -1000 mL) y al final

del agregado de la solución, se lee el tiempo de mezclado (∆t mezclado). Tape el beaker con un

vidrio de reloj. Agite vigorosamente durante unos segundos y se vuelve a colocar en el

termostato.

2.4)Extraer muestras con una pipeta de 25 ml a los 7, 9, 11, 13, 17, 22, 27, 33 y 40 minutos y se

colocan en cada uno de las fiolas con HCl. Se registra mediante el cronómetro que funciona sin

interrupción los tiempos t’ en que se inician los agregados y los lapsos ∆t’ que duran dichas


operaciones. El beaker con la mezcla reaccionante se destapa únicamente durante la toma de

muestra.

2.5) Valorar el exceso de ácido con NaOH 0.01 M usando fenolftaleína como indicador. Se

considera el punto final de la titulación cuando existe persistencia de color durante un minuto.

4) Tratamiento de los datos experimentales

En el intervalo 0 - ∆t mezclado la concentración del reactivo agregado varía entre 0 y un valor

próximo a la concentración inicial. Se considera que la reacción comienza en el instante

∆t mezclado/2, con concentración igual a “a”. La interrupción de la reacción demora un tiempo ∆t’,

correspondiente al agregado de la muestra sobre el ácido; se considera por lo tanto que

t’ + ∆t’/2 es el tiempo de interrupción de la reacción. Por lo tanto, t, tiempo de la ecuación

cinética, es:

t = t’ + ½ ∆t’ - ½ ∆t mezclado (ec.4.5)

La [NaOH]o y la [Acetato de Etilo]o es igual a 0.01 M por la mezcla de iguales volúmenes de éster

e hidróxido. Esta concentración es “a” en la ecuación 4.9.

3.1) Calcular t (tiempo corregido) con el uso de la ecuación 4.5.

3.2) Calcular los moles de NaOH consumidos durante la titulación mediante la ecuación 4.6.

[ ] )6.4.ec(HClmolesNaOH*VNaOHmoles retrocesoNaOH ==

Los moles de NaOH previamente calculados serán iguales a los moles de HCl neutralizados en la

titulación por retroceso, es decir, HCl retroceso.

3.3) Calcular los moles de HCl neutralizados con el NaOH de la mezcla de reacción mediante la

ecuación 4.7

)7.4ec(HClmolesHClmolesHClmoles retrocesoinicialesneutraliz −=

Los moles HCl neutralizados son iguales a los moles remanentes en la mezcla de reacción, y

por ende en la alícuota tomada, es decir en los 25 mL.


3.4) Calcular la concentración remanente de NaOH en la mezcla de reacción, dividiendo los

moles entre el volumen de la alícuota (25 mL).

3.5) Calcular la concentración de NaOH que reacciona (en la mezcla: éster + álcalis) en cada

tiempo “t”, esto se denota con, X, y se obtiene por:

[ ] [ ] )8.4ec(NaOHNaOHx remanenteo −=

3.6) Ahora de la ecuación integrada de velocidad para una reacción de segundo orden (global)

en donde hay dos reactivos involucrados se tiene:

)9.4ec(a

1t*k

)xa(

1 +=−

De tal manera, grafique t.Vs)xa(

1

−, la regresión cercana a la unidad (1) corroborará que la

reacción es de segundo orden global; orden uno con respecto a cada reactante.

3.7) De la grafica anterior, la pendiente corresponde a la constante de velocidad.

3.8) Compare los resultados (órdenes, constante, K, a temperatura ambiente) con los obtenidos

por el método físico.

V. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

Velocidad de reacción. Reacciones homogéneas, reacciones elementales y reacciones

irreversibles. Constante de velocidad, orden de reacción. Factores que afectan la velocidad de

una reacción, ecuación de Arrhenius, energía de activación, factor de frecuencia. Métodos

físicos y químicos (conductancia y valoración ácido-base) para determinar velocidades de

reacción. Conductividad equivalente. Conductividad infinita. Deducción de la expresión para la

medición de la conversión a partir de propiedades físicas. Deducción de la expresión de

velocidad para una reacción de segundo orden donde se involucren dos reactivos de igual

concentración. Mecanismo de reacción del acetato de etilo vía sustitución nucleofílica con

NaOH. Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento experimental.


VI. DATOS EXPERIMENTALES.

Los datos experimentales, así como las observaciones que perciban los estudiantes en

la práctica deben ser colocados en el formato destinado para ello. Este formato

constituye el reporte que debe entregar al profesor, por lo cual, cada grupo de

estudiante debe llevar dos (2) copias; una para el grupo y otro para el profesor (a).

VII. BIBLIOGRAFÍA

[1]. Philip S. Bailey, Christina A. Bailey. Química Orgánica: Conceptos y aplicaciones.

1998.

[2]. Morrison R, Boyd R. Química Orgánica. Quinta Edición. Addison Wesley. México

1998.

[3]. Gordon M. H. Cinética Química. Barcelona. Editorial Reverte. 1973.

[4]. Guía de Laboratorio de Química Física. Universidad de Buenos Aires. Argentina.

2002.

[5]. Douglas A. Skoog, Stanley R. Crouch, F. James Holler. Principios de análisis

instrumental. Octava Edición. México 2005.

[6]. Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Barcelona, Editorial Reverte, 2005.



PRÁCTICA # 4: CINÉTICA DE LA SAPONIFICACIÓN DEL ACETATO DE ETILO. COMPARACIÓN DE UN MÉTODO QUÍMICO CON UN MÉTODO FÍSICO.

EFECTO DE LA TEMPERATURA

Nombres: 1)

Sección: 2)

METODO FÍSICO

Tabla Nº 1. Datos de conductividad de la mezcla reaccionante y conversión del reactivo de referencia en función del tiempo a temperatura ambiente.

t (min) Conductividad Conversión (x)

0

4

8

12

16

20

24

28

32

∞

Tabla Nº 2. Datos de conductividad de la mezcla reaccionante y conversión del

reactivo de referencia en función del tiempo a 40 º C de temperatura.

t (min) Conductividad Conversión (x)

0

4

8

12

16

20

24

28

32

∞


Tabla Nº3. Ecuación de la recta obtenida para la reacción a 25 ºC.

Se grafica Ecuación de la recta R2 K

(1/M*min)

X/1-X Vs. t

Tabla Nº4. Ecuación de la recta obtenida para la reacción a 40 ºC.

Se grafica Ecuación de la recta R2 K

(1/M*min)

X/1-X Vs. t

Tabla Nº5. Energía de activación y factor de frecuencia por método numérico

(coloque las unidades correspondientes)

Energía de activación

Factor de frecuencia

Tabla Nº6. Energía de activación y factor de frecuencia por método gráfico

(coloque las unidades correspondientes)

Energía de activación

Factor de frecuencia


METODO QUÍMICO

Tabla Nº 7. Tiempo de mezclado de la mezcla de reacción (NaOH + Acetato de Etilo)

∆t Mezclado (min)

Tabla Nº 8. Valores experimentales del tiempo

Nº t’ (min) ∆t’ (min) ½ ∆t’ (min) t (min)

1 7

2 9

3 11

4 13

5 17

6 22

7 27

8 33

Nota: para calcular t �� t = t’ + ½ ∆t’ - ½ ∆t mezclado

Tabla Nº 9. Volumen de NaOH consumidos y concentración variación de “a-x” vs. t

Nº V NaOH (mL) [0.02 M] valorado

moles HClO4 = moles NaOH (sin RX) en la mezcla de RX

[NaOH] remanente = (a-x) 1/(a-x)

1

2

3

4

5

6

7

8

ECUACIÓN DE LA RECTA:

CORRELACIÓN (R2):

COSNTANTE DE VELOCIDAD (K):


PRÁCTICA # 5: ADSORCIÓN DEL ÁCIDO ÁCETICO SOBRE CARBÓN ACTIVADO

I.OBJETIVOS.

1) Determinar la isoterma de adsorción del ácido acético sobre carbón activo.

2) Determinar el coeficiente de adsorción (K).

3) Calcular el número de moles de soluto por grano de adsorbente necesario para

cubrir totalmente la superficie (N).

4) Calcular el área específica del adsorbente (A).

II.NTRODUCCIÓN

La adsorción consiste en la eliminación de algunos componentes de una fase fluida

mediante un sólido que lo retiene. La adsorción es un fenómeno de superficie: las

moléculas, átomos o iones adsorbidos están confinados en la superficie de los poros

del sólido, unidos por fuerzas de Van der Vallas, o por verdaderos enlaces químicos.

Solamente los sólidos que posean una superficie específica elevada serán adsorbentes

de interés: carbón activo, gel de sílice, alúmina activada, etc. Como ejemplo se puede

indicar que en un solo gramo de carbón activo se dispone de una superficie de

adsorción de más de 1000m2 [1].

La capacidad de adsorción está definida en base a las isotermas de adsorción en

disolución. La isoterma de adsorción es la relación de dependencia, a una temperatura

constante, de la cantidad de adsorbato adsorbido por peso unitario de adsorbente con

respecto a la concentración del adsorbato en equilibrio. Existen tres expresiones

matemáticas usadas comúnmente para describir los equilibrios de adsorción: las

isotermas de Langmuir, de Branauer-Emmett-Teller (BET) y de Freundlich, siendo la

primera la más conocida y la mejor fundamentada y se admite generalmente para la

quimisorción y para la adsorción física a presiones bajas y temperaturas

moderadamente altas.




Algunas aplicaciones son: la catálisis heterogénea, la preparación de nuevos

materiales, la nanotecnología, los procesos químicos, tratamiento de residuos

contaminados, separaciones de sustancias, entre otros. Las separaciones típicas de

líquidos incluyen la eliminación de humedad disuelta en gasolina, decoloración de

productos de petróleo y soluciones acuosas de azúcar. La escala de operación va desde

el uso de unos cuantos gramos de adsorbente en el laboratorio hasta las plantas

industriales, cuyo inventario de adsorbente excede los 135000 Kg [2].


1)En la tabla adjunta se muestran los reactivos/soluciones que se utilizaran, así como

algunos de los materiales y equipos más importantes.



Balanza analítica Ácido Acético (0.4 M)

Pipetas volumétricas y graduadas

Balones aforados Agua destilada

Erlenmeyers

Agitadores magnéticos Carbón activado

Mantas de agitación

Papel de filtro Hidróxido de Sodio (0.1M) valorado

Embudos / soportes de madera

Bureta / Tapones de goma Fenolftaleína

2)Secuencia Experimental

2.1) Pesar 1 gramo aproximadamente de carbón activado en 6 erlenmeyers.

2.2) Preparar seis soluciones de ácido acético en balones aforados de 50 mL como se

indica en la tabla Nº 1 del reporte (ver anexo). ¡ES IMPORTANTE QUE SEA EXACTO EN

LA MEDICIÓN DEL VOLUMEN!

2.3) Agregar a cada matraz cada una de las soluciones de ácido acético preparada.


2.4) Introducir los agitadores magnéticos a los erlenmeyers y colocarlos sobre las

mantas de agitación durante 1 hora.

2.5) Las soluciones se filtran por gravedad haciéndolas pasar por un embudo con papel

de filtro previamente colocados en el soporte de madera. (Desechar los primeros 5 mL

de cada filtrado).

2.6) Los filtrados se titulan con NaOH 0.1 M valorado (agregue 4 gotas de fenolftaleína)

de la siguiente manera:

* Del filtrado de la solución 1 y 2 se tomaran 10 mL y se agregaran en los respectivos

erlenmeyers para la titulación.

* Del filtrado de la solución 3 y 4 se tomaran 20 mL y se agregaran en los respectivos


*Del filtrado de la solución 5 y 6 se tomaran 40 mL y se agregaran en los respectivos


IV. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN.

Sistemas heterogéneos. Adsorción. Adsorción física y química. Tipos de adsorción

química. Capa mononuclear. Termodinámica de la adsorción. Área superficial. Utilidad

de la determinación del área superficial de una sustancia. Importancia de la fase de

adsorción en las reacciones heterogéneas. Isotermas de adsorción en la interfase

sólido-líquido. Isoterma de Langmuir. Desarrollos matemáticos para la isoterma de

Langmuir (en términos de presión y en términos de concentración de solutos en

solución). Desviaciones de la isoterma de Langmuir. Isoterma de Freundlich. Diferencia

entre las isotermas de Langmuir y Freundlich. Diferencia entre adsorción y absorción.

Adsorbente y adsorbato. Área molecular del adsorbato (σ). Influencia de la

temperatura, presión y concentración en las cantidades adsorbidas de adsorbato.

Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento experimental.

V. DATOS EXPERIMENTALES.





estudiantes debe llevar dos (2) copias; una para el grupo y otro para el profesor (a).

VI. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES.

1)Concentración inicial de las soluciones preparadas de ácido (Co)

2)Concentración de las soluciones del ácido acético en equilibrio.

3) Calculo del número de moles adsorbidos (de acético) por gramo de adsorbente (N):

4) Relación de la concentración final (C) sobre el número de moles (N)=> C/N

5) Calculo del coeficiente de adsorción (K); Para ello se grafica C/N Vs. C. La grafica

debe dar una línea recta, cuya ecuación toma la forma:

=>

Donde: m= 1/Nmáx entonces Nmáx = 1/m (mol/g CA) y b=1/KNmáx, entonces K=1/bNmáx

(L/mol).

En la expresión “Nmáx” representa la cantidad máxima de adsorbato que se puede

adsorber en un gramo de carbón activado o grado de recubrimiento θ, de tal manera,

θ = N/Nmáx (ver desarrollo matemático de la isoterma de adsorción en cualquier texto)

6) Calculo del área específica del carbón activado

Donde: σ = 2.1x10-19 (m2/moléculas) y No = 6.02x1023 (moléculas/mol)

VII. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

[1]. Costa, José. Curso Química Técnica. Editorial Reverté, 1991.

[2]. Treybal, R. Operaciones de transferencia de masa. Editorial Mc Graw Hill. Segunda

edición.


[3]. BARROW, GORDON. Química Física, Ed. Reverté S.A. España, 1972.


PRÁCTICA # 5: ISOTERMAS DE ADSORCIÓN DEL ÁCIDO ÁCETICO SOBRE CARBÓN ACTIVADO

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla No 1. Concentración de las soluciones de ácido acético y masa del carbón activo

Nº de solución

mL de Ácido Acético (0.4M)

mL de Agua destilada

Co de Acido Acético (M)

Masa (g) del carbón activo

1 50 0

2 25 35

3 15 35

4 7,5 42,5

5 4 46

6 2 48

Tabla No 2. Volumen de NaOH gastado durante la titulación y concentración del ácido acético en equilibrio.

Nº de solución

Volumen (mL) de NaOH [0.1 M] (valorado)

Concentración (C) del Acido Acético en equilibrio (mol/L)

1

2

3

4

5

6


Tabla No 3. Moles adsorbidos de ácido acético por gramo de adsorbente (N) y la relación C/N.

Nº de solución N (mol/gCA) C/N (gCA/L)

1

2

3

5

5

6

Tabla No 4. Parámetros de adsorción y área específica del carbón activado

Ecuación de la recta (grafica C/N vs. C)1

Coeficiente de correlación (R2)

Coeficiente de adsorción, K. (L/mol)

Nmáx (mol/gCA)

Área superficial del CA (m2/g)

1 No olvide graficar y discutir en el informe la isoterma de adsorción (N vs. C) del ácido orgánico sobre

el carbón activo.


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Observaciones del Profesor:

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Bloque de Prácticas de

Termodinámica Química




PRÁCTICA # 6: DETERMINACIÓN DE VISCOSIDAD Y DENSIDAD DE SOLUCIONES

I.OBJETIVOS.

1)Definir e identificar la importancia de las propiedades: densidad, viscosidad en

soluciones acuosas.

2)Determinar experimentalmente la relación de la densidad, la viscosidad con la

concentración de algunas soluciones.

3)Verificar la influencia de la variación de la concentración sobre la densidad,

viscosidad.

II.INTRODUCCIÓN

La determinación de propiedades termodinámicas, tales como la densidad, viscosidad

e índice de refracción es de suma importancia, ya que éstas pueden utilizarse para

caracterizar una sustancia pura, así como también permiten calcular otras propiedades

a partir de ellas.

La densidad de una solución a una temperatura determinada se define como la

cantidad de materia que ocupa un determinado volumen [1], ésta puede determinarse

de manera precisa utilizando un pequeño recipiente llamado picnómetro (ver figura 1)

que consta de dos partes: un cuerpo periforme o cilindro con cuello esmerilado

estrecho o largo y un tapón esmerilado capilar con o sin aforo [2].

)1.ec(v

m=ρ

Siendo m=masa y v= volumen.


Figura 1. Picnómetro

Por otro lado, se denomina la viscosidad de un líquido como la resistencia del mismo a

fluir. El coeficiente de viscosidad, ŋ, de los líquidos se mide (o se compara con el de un

líquido, generalmente agua que se toma como referencia) mediante instrumentos

denominados viscosímetros, en la presente práctica se utilizará el viscosímetro de

Ostwald (ver figura 2), que opera a temperatura constante.

Para el líquido problema, se puede escribir que:

)2.ec(LV8

P*t*r* 11

4

1

Π=η

Siendo L y r respectivamente, la longitud y el radio del capilar. P =presión aplicada.

V= volumen del líquido que ha fluido a través del capilar en un tiempo t.

Para el líquido de referencia (para el que se conoce el valor ŋ = ŋ2 a la temperatura que

se opera), en este caso es el agua y la ecuación es [3]:

)3.ec(LV8

P*t*r* 22

4

2

Π=η

Dividiendo miembro a miembro la ecuación 2 y 3 resulta que:

)4.ec(P*t

P*t

22

11

2

1 =ηη

Pero la presión hidrostática ejercida por la columna de líquido viene dada por:

)5.ec(h*g*P ρ=


De donde se deduce que: )6.ec(*t

*t

22

11

2

1

ρρ=

ηη

Figura 2. Viscosímetro de Ostwald.






Balones aforados(50ml) Sacarosa 0,5M

Balanza analítica

Erlenmeyers

Cronómetro Alcohol

(proporcionado

por el técnico)

Pipetas graduadas

Propipeta

Picnómetros Agua

destilada

Viscosímetros


2.1) Preparar soluciones de Sacarosa 0.5M, 0.4M, 0.3M, 0.2M, 0.1M y de alcohol 90%,70%,

50%, 30%, 10% (50mL de cada solución). Distribuir las soluciones en los 10 matraces

Erlenmeyer de 125 mL y etiquetar correctamente para evitar confusiones.


Para el cálculo de las densidades:

2.1)Lavar y secar perfectamente el picnómetro.

2.2)Pesar en la balanza analítica el picnómetro vacío y registrar (mp).

2.3)Llenar el picnómetro inicialmente con agua destilada, hasta que casi rebase su

capacidad e introducir el tapón de vidrio.

2.4)Secar perfectamente el exterior del picnómetro y evitar tocarlo con los dedos.

2.5)Pesar en la balanza analítica y registrar según sea el caso Mpw o Mps.

2.6)Repetir todos los pasos anteriores para cada una de las sustancias analizadas.

Para el cálculo de las viscosidades:

2.7)Lavar perfectamente el viscosímetro.

2.8)Agregar 25ml de agua destilada en el extremo más ancho, véase la figura 2.

2.9)Succionar utilizando una propipeta en el otro extremo del viscosímetro hasta que

el nivel del líquido se encuentre por encima de la marca A (ver figura 2).

2.10)Suspender la succión y dejar fluir el líquido.

2.11)Tan pronto el menisco del líquido se encuentre en la marca A, activar el

cronómetro.

2.12)Cuando el menisco del líquido cruce la marca B (ver figura 2), desactivar el

cronómetro y registrar el tiempo utilizado (tw).

2.13)Repetir los pasos 2.10, 2.11, 2.12 y 2.13 para cada una de las soluciones de

sacarosa y del alcohol proporcionado.


Investigar lo siguiente:

Influencia de las fuerzas intermoleculares en la viscosidad de los líquidos. Describir

brevemente métodos alternativos para la determinación de viscosidad. Factores que

influyen en la densidad y viscosidad. Variación de la viscosidad y densidad con la

concentración. Propiedades termodinámicas que se determinan a partir de la

densidad, viscosidad. Importancia industrial de la determinación de dichas

propiedades. Ejemplos. Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento

experimental.







VI. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES.

Determinación de la densidad

1)Calcular la masa del agua destilada mw por diferencia entre la masa del picnómetro

con el agua y el picnómetro vacio

mpmpwmw −=

2)Calcular las masas de las soluciones a las diferentes concentraciones por medio de la

diferencia entre la masa del picnómetro con la solución y el picnómetro vacio

mpmpsms −=

3)Obtener las densidades de las especies estudiadas utilizando la ecuación 1 siendo

m=ms y V=25mL y registrar los datos en las tablas correspondientes y en el caso del

agua considere m=mw.

4)Elaborar una grafica de Densidad Vs. Concentración para cada una de las soluciones

utilizadas.

Viscosidad

1)Utilizando la ecuación 6 y el tiempo que tarda en bajar el agua (tw) completar las

tablas correspondientes con el uso de las densidades obtenidas en el apartado anterior

(densidad). Considere la viscosidad del agua ŋ2=0,01 Poise. El subíndice 1 corresponde

a la solución en estudio mientras que el subíndice 2 corresponde al agua.

2)Elaborar una grafica de Viscosidad Vs. Concentración para cada una de las soluciones

utilizadas.

3) Elaborar graficas de viscosidad vs densidad. Discutir su comportamiento.



[1].Burns, Ralph. Fundamentos de Química. Pearson Educación, 1998.

[2]. Torres, Guadalupe y otros. Manual para Laboratorio de Fisicoquímica, 2009

[3]. Valenzuela, Cristobal. Química General, introducción a la química teórica.

Ediciones Universidad Salamanca. España, 1994.


PRÁCTICA # 6: DETERMINACIÓN DE VISCOSIDAD Y DENSIDAD DE SOLUCIONES

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla No1. Masa de la solución de agua utilizando el picnómetro.

Masa del picnómetro (mp)

Masa del picnómetro+agua (mpw)

Masa de agua (mw)

Densidad (g/mL) del agua

Tabla No2. Valores de densidad para la solución de sacarosa a diferentes

concentraciones utilizando el picnómetro.

Concentración solución de sacarosa

(M)

Masa del picnómetro+solución

(mps)

Masa de la solución (ms)

Densidad (g/mL)

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

Tabla No3. Valores de densidad para la solución de alcohol a diferentes concentraciones utilizando el picnómetro.

Concentración solución de sacarosa

(M)

Masa del picnómetro+solución

(mps)

Masa de la solución (ms)

Densidad (g/mL)

10

30

50



70

90

Tabla No4. Tiempo de flujo de agua destilada usando el viscosímetro de Ostwald.

Tw

Tabla No5. Viscosidad de la sacarosa a diferentes concentraciones.

Concentración solución de sacarosa (M)

Tiempo de las soluciones de sacarosa (Ts)(min)

Viscosidad (Poise)

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

Tabla No6. Viscosidad del alcohol a diferentes concentraciones.

Concentración solución de sacarosa (M)

Tiempo de las soluciones de sacarosa (Ts)(min)

Viscosidad (Poise)

10

30

50

70

90

Observaciones Experimentales / o del Profesor:

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PRÁCTICA # 7. EQUILIBRIO DE SISTEMAS TERNARIOS

I.OBJETIVOS.

1) Determinar la curva de solubilidad y las líneas de reparto de una mezcla ternaria

formada por benzoato de metilo-ácido acético-agua. 2) Elaborar el diagrama de equilibrio de fases para el sistema benzoato de metilo-

ácido acético-agua, aplicando el triángulo de Gibbs-Roozeboom.

3) Determinar las líneas de unión del sistema benzoato de metilo-ácido acético-agua.

4) Analizar el sistema de tres componentes determinado.

II.NTRODUCCIÓN

Un sistema heterogéneo consta de dos o más regiones homogéneas separadas unas de

otras por superficies o interfases perfectamente definidas y a través de las cuales se

producen cambios bruscos en las propiedades físicas del sistema. Es decir, todo

sistema heterogéneo esta constituido por partes que son homogéneas [1].

La condición de equilibrio en un sistema heterogéneo es que el potencial químico de

cada constituyente del sistema tenga el mismo valor en cada punto del sistema (ec. 1).

Por otra parte, un sistema en equilibrio termodinámico implica igualdad entre las

temperaturas (equilibrio térmico) (ec.2) y entre las presiones (equilibrio mecánico)

(ec. 3) de cualquier punto del sistema.

µiα= µi

b (ec. 1)

Ta = Tb (ec. 2)

Pa = Pb (ec. 3)

En los sistemas heterogéneos es posible observar cambios de fase, de estado de

agregación, disolución de sustancias sólidas, redistribución del (los) componente (s)




entre dos disolventes, etc. Cada sustancia que pueda ser separada del sistema y existir

fuera del mismo se llama sustancia componente del sistema [2].

La distribución del componente soluto en dos disolventes no miscibles depende de la

actividad del soluto en cada uno de los disolventes, la proporción de las actividades es

constante a una determinada temperatura y se le denomina Coeficiente de reparto o

coeficiente de distribución, que es la Ley de reparto de Nernst:

)4.ec(aB

aAK=

Donde: aA es la actividad del soluto en el disolvente A, aB es la actividad del soluto en

el disolvente B, K es un valor constante.

Para un sistema ternario la regla de las fases indica que los grados de libertad (L) están

dados por L = 5 - F. Por lo tanto, si hay una sola fase (F), L = 4 y para una

representación geométrica completa será necesario utilizar un diagrama espacial

tetradimensional. Si la presión permanece constante se puede emplear una

representación tridimensional, y si la temperatura y la presión permanecen

constantes, L = 3 - F el sistema se puede representar en dos dimensiones.

Para representar el comportamiento de los sistemas con tres componentes sobre un

diagrama bidimensional es necesario considerar que tanto la presión como la

temperatura permanecen constantes [3]. En este caso es posible representar las fases

del sistema en función de la composición.

Las cantidades de los tres componentes, de ordinario referidas en cantidades

porcentuales, se representan en una gráfica triangular (Fig. 1). Los vértices del

triángulo ABC corresponden a los componentes puros. El lado del triángulo opuesto al

vértice indica la ausencia del componente. Este método es denominado de Gibbs-

Roozeboom [3].

Uno de los sistemas de tres componentes lo constituye el sistema agua- benzoato de

metilo - ácido acético. El par agua-benzoato de metilo es inmiscible, mientras que los

pares benzoato de metilo-acido acético y ácido acético-agua son miscibles en todas las

proporciones. El diagrama de fases para un sistema ternario de líquidos A, B y C se


indica en la figura 1. En el diagrama, A sería el ácido acético, B benzoato de metilo y C

agua.

Figura 1. Diagrama de fases para un sistema de tres líquidos, dos de los cuales (B y C)

no son miscibles.






Pipetas graduadas Benzoato de metilo

Propipeta

7 Tubos de ensayo Ácido Acético Glacial

2 embudos de separación Agua destilada

Balanza analítica

Erlenmeyers/Buretas Fenolftaleína

Cilindros graduados

Guantes de Cirujano Hidróxido de Sodio (0.1N) valorado



Isotermas de equilibrio de fases en un sistema de tres componentes

2.1) Rotular siete tubos de ensayo y agregar las cantidades de ácido acético-benzoato

de metilo como se indica en la tabla Nº 1. ¡Realice el procedimiento en la campaña,

utilizando pipetas graduadas!.

Tabla Nº1. Cantidades de ácido acético y benzoato de metilo que deben agregarse en el tubo de ensayo

Nº de tubo de ensayo Ácido Acético (mL) Benzoato de metilo (mL)

1 9.4 0.6

2 9.0 1.0

3 8.2 1.8

4 6.8 3.2

5 5.2 4.8

6 3.5 6.5

7 2.0 8.0

2.2) A cada tubo se le agregara agua destilada por medio de una bureta, gota a gota,

agitando continuamente hasta la aparición de turbidez permanente (Recomendación:

empiece primero con el tubo Nº7, luego con en Nº6, hasta llegar la Nº 1). El gasto de

agua obtenido deberá anotarse en la tabla correspondiente (del reporte).

Determinación de las líneas de unión

2.3) Colocar en dos embudos de separación marcados con A y B las mezclas contenidas

en la tabla Nº2.

Tabla No2. Cantidades a utilizar en la determinación de las líneas de unión del equilibrio benzoato de metilo-ácido acético-agua.

Embudo A Embudo B

Agua (mL) 10 7

Ácido Acético (mL) 3.5 7.5

Benzoato de metilo (mL) 6.5 5.5

2.4) Agitar ambas mezclas durante 30 minutos de manera continua liberando

ocasionalmente el exceso de presión interna, después de este tiempo dejar reposar


colocando el embudo en el soporte de madera durante 15 minutos. Se recomienda el

uso de guantes.

2.5) Separar la fase orgánica de la fase acuosa.

2.6) Medir el volumen total (con el uso de un cilindro graduado) de cada fase.

2.7) Medir la densidad de cada fase:

Tomar un matraz de 125mL y pesarlo en la balanza analítica, tomar 5mL de cada fase y

agregarlos y posteriormente pesar el matraz con la solución.

2.8) Valorar el contenido de ácido acético de cada fase:

Tomar con una pipeta 0.1mL de cada fase por separado y colocarla en el matraz

Erlenmeyer correspondiente, adicionar 50mL de agua destilada a cada matraz, agregar

5 gotas de fenolftaleína como indicador y proceder a titular con NaOH 0.1N

2.9) Registrar los resultados en la tabla Nº 3.


1) Investigar lo siguiente:

Ley de reparto de Nernst. Grados de libertad. Solubilidad, solubilidad parcial, total e

insolubilidad. Equilibrio de sistemas de tres componentes. Isotermas de equilibrio de

fases y líneas de unión. Grado de Turbidez. Aplicación de diagramas ternarios en la

industria. Ejemplos.

2) Al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad mutua de los componentes de

la mezcla ternaria. ¿Qué le ocurrirá a la región heterogénea? ¿Aumenta o disminuirá al

aumentar la temperatura?

3) ¿Cuándo aparecerá más rápidamente la turbidez en cada una de las soluciones, a

mayor volumen de ácido acético o a mayor volumen de benzoato de metilo? ¿Por qué?

4) Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento experimental.







VII.TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES.

Emplear el diagrama triangular (ver reporte) para sistemas de tres componentes

(Gibbs Roozeboom) para el sistema benzoato de metilo-ácido acético-agua a temperatura

ambiente para realizar la curva y las líneas de unión.

Isotermas de equilibrio de fases en sistemas de tres componentes.

1)Determinar el % p/p de cada uno de los componentes para cada mezcla en el

equilibrio de la siguiente manera:

2)Ubicar cada uno de estos puntos en el diagrama triangular y unir los puntos de tal

manera que se aprecie la curva de equilibrio como se ilustra en la figura 1.

Determinación de las líneas de unión

1)Con los resultados de la titulación con NaOH determinar la cantidad total de ácido

acético en cada una de las fases orgánica y acuosa para las mezclas A y B.

gCH3COOH= [NaOH]*VconsumidoNaOH(L)*PMCH3COOH

2) Se determinan las densidades de cada fase: con la diferencia de los valores de masa

registrados en el apartado 2.7) se obtiene la masa de la solución

(masasolucion=(masamatraz+solución)-masamatraz) y al dividirlo entre 5mL se obtiene

la densidad de cada fase.

3)Con las densidades que se obtuvo de cada fase y el volumen medido de cada una de

ellas (0,1mL) se determina la masa total de la fase.

Masatotaldelafase=0,1mL*ρfase

4) El %p/p de ácido acético en cada fase se calcula de la siguiente manera:

%p/p= (masaCH3COOHenlafase/masatotaldelafase)*100%


5) Los %p/p se ubican sobre la curva y se unen mediante una línea recta: los %p/p del

CH3COOH en la fase orgánica (A-B) con el correspondiente en la fase acuosa (A-C).

Como son dos mezclas se obtienen dos líneas de unión.


[1]. Gutiérrez, Enrique. Química. Reverte. España, 1985.

[2]. Torres, Guadalupe y otros. Manual para Laboratorio de Fisicoquímica. Instituto

Politécnico Nacional. México. 2009.

[3]. Castellan, G. Fisicoquímica. Addison Wesly. México, 1998.


PRÁCTICA # 7 EQUILIBRIO DE SISTEMAS TERNARIOS

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla No1. Cantidades a utilizar en el experimento de equilibrio benzoato de metilo-ácido acético-agua.

Nº de tubo de ensayo

Agua (mL) consumida para la aparición de turbidez

1

2

3

4

5

6

7

Tabla No 2. Valores obtenidos en la determinación de las líneas de unión del equilibrio benzoato de metilo-ácido acético-agua.

Fase Volumen total de la fase (mL)

Masa de fases (g)

Densidad de la fase

(g/mL)

Volumen de la alícuota

(mL)

Gasto de NaOH (mL)

Orgánica A

Acuosa A

Orgánica B

Acuosa B



Tabla No 3. Valores de % p/p obtenidos para cada componente en cada mezcla para la realización de la curva de equilibrio.

Nº de mezcla

%p/p ácido acético %p/p benzoato de

metilo %p/p de agua

1

2

3

4

5

6

7

Tabla No 4. Valores de % p/p obtenidos de cada fase para el trazado de las líneas de unión.

Fase %p/p ácido acético

Orgánica (embudo A)

Acuosa (embudo A)

Orgánica (embudo B)

Acuosa (embudo B)

Observaciones Experimentales / o del Profesor:

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Figura Nº1. Diagrama de fases para un sistema de tres componentes

A

B C

A: Ac. Acético Glacial

B: Benzoato de Metilo

C: Agua




PRÁCTICA # 8: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE COMBUSTIÓN DE UNA SUSTANCIA

I.OBJETIVOS.

1) Determinar el calor de combustión de un hidrocarburo en un calorímetro de bomba.

2) Realizar un balance de energía en el sistema calorímetro-bomba.

3) Comparar el valor calculado con el tabulado en la bibliografía.

4) Estudiar la importancia de conocer el calor de combustión de algunas sustancias a

nivel industrial.

II. INTRODUCCIÓN

El calor de combustión de una sustancia se define como la energía liberada en forma

de calor por la reacción de combustión cuando esta ocurre a presión constante [1-3].

Un conocimiento de este valor es esencial cuando se considera la eficiencia térmica de

un equipo o se produce potencia o calor, adicional a esto es uno de los requerimientos

físicos y químicos de combustibles de turbina comercial y militar y de gasolina de

aviación [2,4].

La energía que se libera es igual a la variación de entalpía, ∆H, que sufre el sistema

durante el proceso (ecuación 1).

)1.ec(Hq p ∆=

El calor de combustión estándar es la energía liberada en forma de calor cuando la

reacción de combustión ocurre a una presión constante de 1 atm y una temperatura

específica de 25ºC. El calor de combustión se representa con el símbolo oH. De tal

manera, sí se quiere determinar qp = ∆H, la energía liberada para el proceso, se tiene:

REACTIVOS (P1, T1, V1) PRODUCTOS (P1, T1, V2)


Como puede verse en el proceso anterior cambia el volumen y se mantienen

constantes la presión y la temperatura. Sin embargo, desde el punto de vista

experimental es más conveniente mantener el volumen constante y permitir un

cambio en la presión. De tal manera, se tiene:

REACTIVOS (P1, T1, V1) PRODUCTOS (P2, T1, V1)

Puesto que el proceso ocurre a volumen constante el calor medido qv será el cambio

de energía interna, ∆E, que experimenta el proceso (ecuación 2).

)2.ec(Eq v ∆=

En un calorímetro de bomba el calor medido para la muestra es qv, el cual es la

variación de energía interna de los estados iníciales. El cambio de entalpía del sistema,

∆H, para este proceso se relaciona con la energía interna según la ecuación 3.

)3.ec(nRTEH)PV(EH ∆+∆=∆⇒∆+∆=∆

Aunque se quiere obtener ∆H, en el laboratorio realmente se mide ∆E. Para procesos a

volumen constante, ∆E se obtiene midiendo el calor qv. Para medir qv se utiliza la

ecuación básica de calorimetría (ecuación 4).

)4.ec(TCq vv ∆=

En la ecuación anterior Cv es la capacidad calorífica del calorímetro a volumen

constante. La capacidad calorífica del calorímetro necesita ser determinada primero

con una sustancia de referencia a la cual se le conoce ∆H, que en nuestro caso es el

ácido benzoico. Luego Cv para el calorímetro se determina y la ecuación 4 se emplea

para determinar el calor de combustión de la muestra problema. Para efectos de esta

práctica el Cv del calorímetro fue previamente determinado, obteniéndose un valor de

2300 Cal/ºC.



1) En la tabla adjunta se muestran los reactivos/soluciones que se utilizaran, así como




Calorímetro de bomba Muestra Problema

Hielo Agua destilada

Bureta/matraz Oxígeno (O2)

Balanza analítica Carbonato de Sodio 0.0725 M

Cilindro graduado de 2L Metil naranja o rojo de metilo

2)Secuencia Experimental

2.1) Pesar entre 0.9 y 1.1 gramos de la muestra proporcionada por el técnico.

2.2) Introducir la muestra en la capsula de metal utilizada para dar forma a la pastilla y

verificar que está colocado con los bordes rectos hacia abajo para evitar que haya

perdida de la muestra.

2.3) Cortar exactamente 10 cm del alambre y pesarlo.

2.4) Ajustar el alambre de ignición a la pastilla, haciéndolo pasar justo por el centro de

la misma y pesar nuevamente la pastilla. A esa medida se le resta la masa del alambre

para determinar con exactitud la masa de muestra que va a sufrir combustión.

2.5) Ajustar el alambre a los electrodos de la bomba calorimétrica y añadir 1mL de

agua destilada dentro de la misma.

2.6) Cerrar la bomba calorimétrica y con ayuda del técnico introducir oxigeno

lentamente hasta alcanzar una presión de 10 a 15 atmosferas. Luego dejar escapar

(purgar) por 3 minutos y de nuevo introducir oxígeno hasta 25 atm con la válvula de

purga cerrada. Debe tener en cuenta que para el manejo de la bomba de oxígeno la

llave reguladora debe estar completamente cerrada antes de abrir la llave de alta

presión, luego de que se abre la llave de alta presión se abre la llave reguladora

lentamente hasta alcanzar la presión de oxigeno deseada (25 atm). ¡Por ningún motivo

lleve la presión por encima de 25 atm!.


2.7) Dentro del recipiente ovalado colocar 2000 mL de agua destilada previamente

enfriados hasta una temperatura de 20 ºC empleando hielo.

2.8) Colocar el recipiente ovalado dentro de la camisa del calorímetro y luego

introducir la bomba dentro del recipiente y se hace la conexión eléctrica.

2.9) Colocar la tapa del calorímetro con la escala del termómetro hacia el operador. En

este punto asegúrese de familiarizarse con la escala de temperatura del termómetro.

2.10) Después de cerrar el calorímetro, prender la bomba que hace trabajar el agitador

durante 5 minutos para alcanzar el equilibrio térmico, no se anotan temperaturas. Al

finalizar este intervalo de tiempo se empieza a registrar a cada minuto la temperatura

hasta completar 5 minutos. Al empezar el sexto minuto se presiona el botón de la

unidad de ignición durante dos segundos. A los 45 segundos de presionar el botón de

ignición anotar las temperaturas cada 15 segundos por 4 0 5 minutos. A continuación a

intervalos de un minuto se siguen anotando las temperaturas hasta que la diferencia

entre las lecturas sucesivas sea nula.

2.11) Después de registrar las temperaturas, detener el motor, levantar la tapa del

calorímetro y sacar la bomba.

2.12) Antes de destapar la bomba deje escapar los gases residuales, luego se destapa y

se examina el interior de la bomba, si hay hollín u otra evidencia de combustión

incompleta se descarta la prueba.

2.13) De los electrodos se retiran los alambres no quemados para determinar su peso y

establecer la cantidad de alambre consumido. La masa del alambre consumido es la

cantidad inicialmente medida menos la masa remanente luego de la combustión. Este

dato es importante para determinar el valor de e2.

2.14) La pared interior de la bomba se lava con agua destilada, las aguas de lavado se

recogen para luego titularlas con una solución de 0.0725M de carbonato de sodio

usando como indicadores metil naranja o rojo de metilo. El resultado de la titulación se

emplea para calcular e1. El cambio de color de la solución en el punto de equivalencia

es a amarillo.



Calor de combustión a volumen constante y a presión constante. Combustión

completa y combustión incompleta. Aplicación de la primera ley termodinámica a la

variación térmica que ocurre en la determinación del calor de combustión a volumen

constante. Funciones de estado. Definición de entalpía. Relación entre ∆E y ∆H. La

deducción de la ecuación requerida para calcular la entalpía de combustión a partir de

la primera ley. Entalpía estándar de formación. Estructura de un calorímetro de bomba

y función de cada una de sus partes. Diferencia entre un calorímetro isocórico y uno

isobárico. Importancia práctica, comercial, industrial de la determinación del calor de

combustión. Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento experimental.






VIII.TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES.

Determinación del calor de combustión de una sustancia.

1) Grafique T (en ºC) versus tiempo (en segundos) para su muestra problema.

2) El cálculo de calor de combustión se hace usando la ecuación 5:

)5.ec(m

)eeTC(H 21v −−∆

−=∆

Siendo, ∆H=Calor de combustión; Cv= Capacidad calorífica del calorímetro a volumen

constante (2300 Cal/ºC); m=masa de la sustancia quemada; e1=Corrección de calorías

para el calor de formación del ácido nítrico; e2=Corrección en calorías para el calor de

combustión del alambre de ignición; ∆T = Elevación de temperatura corregida.

3) Se determina el valor de ∆T mediante la ecuación:


)6.ec()tatb(yTaTcT 1 −−−=∆

Siendo, Tc = Temperatura correspondiente al tiempo tc, y tc=tiempo correspondiente

al inicio del período (después de la etapa de elevación de temperatura) en el cual la

velocidad se hace constante; Ta= Temperatura en el instante cuando se pulsa el botón

de ignición; tb=tiempo en el instante en que la temperatura alcanza el 60% de la

elevación total; ta=tiempo al pulsar el interruptor de ignición; y1=rapidez (unidades de

temperatura por minuto) con que la temperatura fue aumentando durante los

primeros 5 minutos antes de pulsar el botón de ignición.

• Para determinar tb, primero debe calcularse Tb (usando la ec. 7), y con este valor

debe interceptarse en la gráfica el valor de tiempo correspondiente que será tb.

)7.ec(Ta6.0*)TaTc(Tb +−=

•Para determinar y1 se realiza mediante la ecuación:

)8.ec(min5

Tomin)5(Ty1

−=

To= tiempo inicial.

4) Se calcula e1 con el uso de la ecuación 9:

)9.ec(HNOH*HNOme 3f31 ∆=

•Masa HNO3 = determinada por titulación con carbonato sódico.

•Calor de formación del HNO3 = - 41,40 Kcal/mol = - 41400 cal/mol = - 657,14 cal/g.

5) Se calcula e2 con el uso de la ecuación 10:

)10.ec(alambredelH*alambredelconsumidame c2 ∆=

•Calor de combustión del alambre de ignición= -1400 cal/g

•Para la masa consumida del alambre de ignición, se realiza por la ecuación 11:


)11.ec(combladedespuesalambre.minicialalambre.malambredelconsumidam −=

• Se determina m (masa de la sustancia quemada) con el uso de la ecuación 12:

)12.ec()combladedespuésalambredelmasa()pastillaalambredelmasa(m −+=

• Sustituir todos los valores obtenidos con las ecuaciones 2, 5, 6, 8 y el valor de Cv

proporcionado, en la ecuación 5 y calcular de esta manera el calor de combustión de la

sustancia problema.

6) Buscar en la bibliografía los valores reportados de calor de combustión de la

sustancia, y determinar el % de error entre el valor real y el calculado.


[1]. Rolle, K. Termodinámica. Pearson Educación, 2006.

[2]. Espínola, M., Mujica, A., Hernández, A., Manual de Laboratorio de Termodinámica

y Cinética, UNEXPO-VR-Barquisimeto, 2003.

[3]. BARROW, GORDON. Química Física, Ed. Reverté S.A. España, 1972.

[4]. CENGEL, Yunies. Termodinámica. Tomo II. Editorial McGraw Hill. 2da edición.


PRÁCTICA # 8: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE COMBUSTIÓN DE UNA SUSTANCIA

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla Nº 1. Data obtenida durante la combustión de la muestra problema

Mediciones realizadas Valores Obtenidos

Masa de la sustancia desconocida (g)

Masa del alambre de ignición (g)

Masa del alambre + pastilla (antes de la combustión) (g)

Masa del alambre después de la combustión (g)

Volumen de Na2CO3 consumido (ml)

Concentración del Na2CO3 (N)

Tabla No2. Datos de Temperatura Vs. Tiempo durante la combustión de la muestra problema

Tiempo (min) Temperatura del

sistema Tiempo (min)

Temperatura del sistema

0:00 7:00

1:00 7:15

2:00 7:30

3:00 7:45

4:00 8:00

5:00 8:15

6:00 8:30

6:45 8:45



9:00 12:00

9:15 13:00

9:30 14:00

9:45 15:00

10:00 16:00

10:15 17:00

10:30 18:00

10:45 19:00

11:00 20:00

11:15 21:00

11:30 22:00

11:45 23:00

Tabla Nº 4. Valores resultantes en la determinación del Calor de combustión de una muestra problema

∆Hcalculado (KJ/mol)

∆Hreportado (KJ/mol)

Muestra asignada

%error


_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________


_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________


qp = ∆H

∆E = q + w

H = E + PV

PRÁCTICA # 9: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO Y

UNA BASE.

I.OBJETIVOS

Determinar la capacidad calorífica de un calorímetro adiabático a presión constante.

Determinar la variación de entalpía cuando un ácido fuerte, es neutralizado por una

base fuerte.

II. INTRODUCCIÓN

Casi todas las reacciones químicas vienen acompañadas por un cambio de energía, que

se manifiesta en una absorción o liberación de calor. Por otro lado, la mayoría de las

reacciones químicas se realizan a presión constante, por lo que el calor absorbido o

liberado qp, será la variación de entalpía, ∆H, que acompaña al proceso.

Donde ∆E es el cambio de energía interna del proceso, q es el calor, w, el trabajo, y V

el volumen.

Si la reacción se lleva a cabo en un recipiente aislado térmicamente del exterior

(calorímetro adiabático), una reacción exotérmica provoca un aumento de

temperatura del sistema, mientras que una endotérmica conduce a una disminución

de la temperatura. Un ejemplo de reacción química exotérmica es la reacción de

neutralización.

El calor de neutralización es definido como el calor producido cuando un equivalente

gramo de ácido es neutralizado por una base. El calor de neutralización tiene un valor

aproximadamente constante, en la neutralización de un acido fuerte con una base

fuerte, ya que en esta reacción se obtiene como producto en todos los casos un mol de

agua, que es formada por la reacción:

H+ + OH- H2O ó




H3O+ + OH- 2 H2O

En cada una de las reacciones anteriores se liberan -13,7 kcal (-57.3 KJ/mol). Esta

constancia en la entalpia de neutralización, se entiende fácilmente cuando se recuerda

que los acidos y bases fuertes y las sales, están completamente disociados en sus

soluciones diluidas; y, en tal consecuencia el efecto químico común a todas estas

neutralizaciones, que es sustancialmente el único cambio responsable para el efecto

térmico observado, es la unión de los iones hidratados hidrogeno e hidroxilo para

formar agua no ionizada [1]. Es decir, si la ecuación anterior de neutralización se

escribe en forma iónica, se tiene que:

NaOH (ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + H2O

Y cancelando los iones comunes en ambos miembros de la igualdad:

OH- (ac) + H+ (ac) H2O

Esta constancia en la entalpia de neutralización no se mantiene en la neutralización de

soluciones de acidos débiles por bases fuertes, bases débiles por acidos fuertes o de

acidos débiles por bases débiles. En todos estos casos el valor de ∆H es menor y mucho

menor en el siguiente caso:

HCN (aq) + NaOH (aq) NaCN (aq) + H2O

En donde se obtiene -2.9 kcal/mol. En estos últimos casos el ∆H de neutralización

difiere del valor constante citado, porque la formación del agua a partir de sus iones

no es el único proceso químico que acompaña a la neutralización, ya que

paralelamente a la combinación de los iones hidratados hidrogeno e hidroxilo, va

ocurriendo la ionización de los solutos débiles, siendo el efecto térmico observado la

suma de las entalpias de ionización y neutralización [1]. También puede ocurrir una

disociación incompleta, además de que la concentración es un factor determinante [2].

La figura Nº 1 muestra la variación de la temperatura del calorímetro durante el

tiempo de la realización del método de las mezclas [3].


Figura Nº1. Evolución de la temperatura en el tiempo.

La relación entre el calor absorbido o liberado por un cuerpo de masa m y la variación

de temperatura, ∆T, viene dada por la siguiente ecuación:

q = C*m*∆T; (C: calor especifico a presión constante en J/gK o cal/gK)

En el caso de la reacción de neutralización que se va a estudiar, el proceso es

exotérmico, y el calor cedido por la reacción es absorbido por la disolución resultante

de la neutralización y por el calorímetro (también debe considerarse el termómetro y

agitador), lo que conducirá a un aumento de temperatura del sistema [4]. La ecuación

calorimétrica final será:

qcedido

+ (md

Cd

ΔT + Σ mcal

Ccal

ΔT) = 0 (y qcedido

= qP

= ΔHreacción

)

Donde md

y Cd

son la masa y el calor específico de la disolución, ΔT es la variación de

temperatura del sistema, y mcal

y Ccal

las masas y calores específicos de cada uno de los

componentes del calorímetro. Si trabajamos siempre con el mismo calorímetro, Σ mcal

Ccal

será constante en nuestros experimentos [4].

Por tanto, para la determinación de ΔH, es preciso calcular el término Σ mcal

Ccal

. Esto

se hace considerando que el calor absorbido por el calorímetro es igual al que


absorbería una masa de agua, Meq

, denominada equivalente en agua del calorímetro.

Esta magnitud es la masa de agua (de calor específico Cagua

) que para aumentar su

temperatura en un grado necesita absorber un calor igual al que necesita el

calorímetro para elevar su temperatura también un grado. Por tanto:

Σ mcal

Ccal

ΔT = Meq

Cagua

ΔT

q

cedido + (m

d C

d ΔT + M

eq C

agua ΔT) = 0

Si se considera que C

d ≅ C

agua (1 cal/ g

K

= 4.18 J/ g

K) = C, se llega a:

q

cedido + (m

d + M

eq) C ΔT= 0 ⇒

-ΔH

reacción = - q

cedido = (m

d + M

eq) C ΔT (ec. 1)

Para calcular M

eq se ha de conseguir, dentro del calorímetro, el equilibrio térmico

entre dos masas de agua conocidas, mC

y mF, a distintas temperaturas T

C y T

F iniciales.

La masa de agua a la temperatura inferior (generalmente la ambiente) se introduce en

el calorímetro y se deja que se equilibre la temperatura de todos los componentes del

sistema hasta el valor TF. Después se introduce en el calorímetro la masa caliente m

C y

se agita hasta que se alcance la nueva temperatura de equilibrio en el sistema, Teq

.

Entonces se tiene:

Calor cedido por mC

al pasar de TC

a Teq

: mC

C (Teq

– TC)

Calor absorbido por mF

al pasar de TF

a Teq

: mF

C (Teq

– TF)

Calor absorbido por el calorímetro: Meq

C (Teq

– TF)

Como el sistema es adiabático, se tiene:

mC

C (Teq

– TC) + m

F C (T

eq – T

F) + M

eq C (T

eq – T

F) = 0

F

Feq

eqc

Ceq mTT

TT*mM −

−−

= (ec. 2)







Calorímetro adiabático (Pconstante) Solución de HCl 0.5 M valorada

Termómetro (-1ºC a 50ºC) Solución de NaOH 0.5 M valorada

Termómetro (-1ºC a 100ºC) Agua Destilada

Beakers / cilindros/vaso de precipitado

2)Secuencia experimental

Determinación del equivalente en agua del calorímetro (Meq):

1) Colocar 200 mL de agua (mF) a temperatura ambiente en el calorímetro, y medir la

temperatura en el interior hasta que se estabilice. Esa será la temperatura TF.

2) En un vaso de precipitados, calentar 200 mL de agua (mC) hasta aproximadamente

50 °C. Anotar la temperatura exacta (TC) y añadir con cuidado el agua caliente al

calorímetro (mida y anote la masa de agua caliente, mc, exacta). Tapar el calorímetro,

agitar y leer la temperatura hasta que se estabilice a Teq

. Con estos datos se calcula

Meq

.

3) Repetir el proceso 2 veces más para hallar el valor medio de Meq

.

4) Construya un grafico de Temperatura (ºC) versus tiempo (min).

Determinación de la variación de entalpía de la reacción de neutralización (∆H neutra):

1) Se ha de dejar reposar las disoluciones hasta que alcancen la misma temperatura

(ambiente) que el calorímetro, ya que inicialmente se deben tener todos los

componentes del sistema (calorímetro, agitador, termómetro y reactivos) a la misma

temperatura.

2) Introducir 150 mL de la disolución de NaOH 0.5 M en el calorímetro. Medir la

temperatura dentro del calorímetro a intervalos regulares de 1 minuto durante 5-10


minutos hasta tener un valor constante. Cuando se represente gráficamente

temperatura, T, frente al tiempo, t, esto será un tramo prácticamente horizontal (ver

figura No1).

3) Añadir cuidadosamente 150 mL de la disolución de HCl 0.5 M y agitar para

favorecer la distribución del calor liberado y homogeneizar la temperatura del sistema.

Anotar la temperatura tras añadir el ácido y a intervalos de 15 segundos durante el

primer minuto, y de 1 minuto en el tiempo posterior, hasta que se alcance un valor

que se mantenga estable durante algunos minutos (al menos 7 minutos).

Nota: Hay que asegurar que al comienzo de las medidas el calorímetro esté limpio y

completamente seco.

IV. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

Calorimetría a presión constante. Entalpía de neutralización. Reacción de neutralización.

Equivalente en agua del calorímetro. Acido. Base. Acido fuerte. Acido débil. Base fuerte.

Base débil. Importancia de la determinación de los calores de reacción (enfoque

termodinámico).






VI. TRTATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES. Para la determinación del equivalente en agua del calorímetro (Meq) utilice la ecuación

2.

Para la determinación de la variación de entalpía de la reacción de neutralización (∆H

neutra) utilice la ecuación 1.

Nota: Para realizar los cálculos, considerar que el calor específico de la disolución es

prácticamente el del agua (4.184 J/gK), y que su densidad también es la del agua (1

g/mL).


VII.REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS.

[1]. Manual de Laboratorio de Fisicoquímica. Instituto Universitario de Tecnología

“Alonso Gamero”. Santa Ana de Coro, Venezuela.

[2]. Levitt, B. P y Findlay, A. Química Física Práctica de Findlay. Editorial Reverté.

1979.

[3]. Rico, M y Santisteban, M. Manual de Física y Química: Obra de texto para la

segunda enseñanza. [Texto en línea]. Disponible en: http://books.google.co.ve/

[4]. Universidad Autónoma de Madrid (UAM). España. Laboratorio de Química General.

Práctica 5. Calor de Neutralización. [Documento en línea]. Disponible en:

http://www.uam.es/docencia/qmapcon/QUIMICA_GENERAL/Practica_5_Calor_de_Ne

utralizacion.pdf


PRÁCTICA # 9: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO Y

UNA BASE.

Nombres: 1)

Sección: 2)

Tabla Nº 1. Determinación del Equivalente en agua del calorímetro (Meq)

Experimento Agua Masa agua

exacta (g)

Temperatura

(ºC) Meq

Promedio

Meq

1 Caliente

Fría

2 Caliente

Fría

3 Caliente

Fría

Teq:


_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________



Tabla Nº 2. Determinación de la variación de entalpía de neutralización (∆H neutra)

Tiempo (min) Temperatura (ºC) Tiempo (min) Temperatura (ºC)

1:00 10:30

2:00 10:45

3:00 11:00

4:00 12:00

5:00 13:00

6:00 14:00

7:00 15:00

8:00 17:00

9:00 18:00

10:00 19:00

10:15 20:00

∆H neutralización reportado:

∆H neutralización reportado:

% ERROR:


_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________




PRÁCTICA # 10: DETERMINACIÓN DEL CALOR INTEGRAL DE DISOLUCIÓN

IV.OBJETIVOS

Determinar la capacidad calorífica del calorímetro

Determinar el calor de disolución a dilución infinita de una sustancia

Determinar el calor integral de la sustancia en función de la concentración

V. INTRODUCCIÓN

Cuando se disuelve 1 mol de soluto, el calor absorbido o liberado no es una cantidad

constante, sino que varía con la concentración de la disolución. El calor absorbido o

liberado por mol de soluto en cualquier instante del proceso de disolución se

denomina calor diferencial de 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. 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. La expresión siguiente se conoce como “calor diferencial de solución”:

T,Pn

)H(

∂∆∂

Sin embargo, es más interesante conocer la cantidad de calor absorbida o desprendida

por mol de sustancia en el proceso completo, es decir, cuando se disuelve toda la

sustancia en la cantidad de disolvente elegida [1]. De tal modo, se conoce 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 (ac) en la ecuación termoquímica.

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. Sin embargo, es más interesante conocer la cantidad de calor absorbida

o desprendida por mol de sustancia en el proceso completo, es decir, cuando se

disuelve toda la sustancia en la cantidad de disolvente elegida. A la cantidad de calor

generada en estas condiciones y viene dado por:

dn}n

)H({H T,P

n

0

∫ ∂∆∂=∆

Se debe diferenciar el calor integral de solución de calor integral de dilución (este

último es la variación de entalpía de solución cuando 1 mol de soluto se diluye con el

mismo solvente puro de una concentración a otra y es igual a la diferencia de calores

integrales de cada una de las concentraciones).

Como el calor integral de disolución depende de la concentración es preciso especificar

la misma. En la práctica, se supondrá que una concentración 0.5 M es lo

suficientemente baja como para suponer que se encuentra en el límite de su dilución.

Por tanto, para el calibrado como para la sustancia problema se usaran los valores de

la entalpía a dilución infinita (∆H∞).

Experimentalmente se observa que la entalpía integral de solución ΔHint, depende de

T, P y (para una mezcla de dos componentes: un soluto y el solvente); esto es:

ΔHint = ∆H int (T, P, n1, n2 )

La diferencia de la ecuación anterior sería:


2

n,P,T2

int1

n,P,T1

intintintint dn

ndn

ndP

P

HdT

T

HHd

12

∂∆Η∂+

∂∆Η∂+

∂∆∂+

∂∆∂=∆

Para el proceso realizado en el laboratorio, a T y P constantes, se tiene:

2

n,P,T2

int1

n,P,T1

intint dn

ndn

nHd

12

∂∆Η∂+

∂∆Η∂=∆

donde:

∂∆Η∂

=∆

∂∆Η∂

=∆2

int2

1

int1

nHy

nH

de tal manera que resulta:

2211int dnHdnHHd ∆+∆=∆

En la termodinámica se demuestra que la ecuación es equivalente a:

2211int nHnHH ∆+∆=∆

Donde 21 HyH ∆∆ son los calores diferenciales o las entalpías molares parciales de

solución del soluto y solvente respectivamente y son funciones de T, P y al composición de

la solución. El calor diferencial de solución implica una situación en la que se mide el

incremento de entalpía cuando un mol de solvente o de soluto se disuelve en un volumen

tan grande de solución que no se aprecia cambio apreciable en la concentración de esta.

Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro:

La experiencia consiste en diluir una masa conocida de sal en una cantidad medida de

agua y, a partir de la variación de temperatura, determinar el calor integral de

disolución. Es preciso tener en cuenta que el calorímetro, el termómetro y el agitador

modifican también su temperatura, por lo que será necesario determinar el

equivalente en agua del calorímetro y sus accesorios. Esto se lleva a cabo mediante

una determinación previa con una sustancia cuyo calor de disolución sea conocido; y


en la práctica se utilizará, NH4Cl de calor de disolución 14.783 KJ/mol a dilución infinita

[3].

VI.DESARROLLO EXPERIMENTAL





Calorímetro Solución de NH4NO3 10 M

Termómetro digital Ácido Perclórico HClO4 (Conc)

Cilindro graduado Agua Destilada

Balones aforado NH4Cl

2) Secuencia Experimental Para la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro:

2.1) Se prepara un tubo de vidrio de unos 20 cm de longitud cerrados por un extremo

con un pequeño tapón.

2.2) Se pesa una muestra de NH4Cl y se vierte cuidadosamente una porción en el tubo

preparado anteriormente. A continuación se vuelve a pesar en el resto de NH4Cl y se

obtiene, por diferencia, la masa en gramos de NH4Cl utilizada.

2.3) Se calcula la cantidad de agua necesaria para obtener con la masa m una

disolución 0,5 M y se deposita en el calorímetro.

2.4) Se introduce en el calorímetro el tubo de vidrio conteniendo la sustancia de forma

que esta quede por debajo del nivel del líquido. Se introducen también en el

calorímetro el termómetro y el agitador; luego se cierra el calorímetro.

2.5) Se agita para que el sistema se equilibre. Una vez equilibrado el sistema se mide la

temperatura de equilibrio, T1 (para obtener esta temperatura se lee el termómetro a

intervalos regulares de 30 segundos hasta que se obtengan tres lecturas constantes).

2.6) Se introduce una varilla fina de vidrio en el tubo que contiene la sustancia y

sujetando este por su parte superior, se golpea secamente el fondo del mismo hasta


que salte el tapón (hay que asegurarse que el tapón se ha desprendido correctamente

y que no queda sustancia en el tubo).

2.7) Se agita para facilitar la disolución de la sal y se lee la temperatura T2, en la que se

estaciona ahora el termómetro y se anota (sígase el mismo procedimiento descrito en

2.5).

Para la determinación del calor de disolución:

2.8) Colocar en el calorímetro 150 ml de agua destilada a temperatura ambiente

2.9) Luego agregar 2 mL HClO4 (soluto) concentrado, dejar que establezca el equilibrio

por 4 minutos. Anotar la temperatura. Repetir el procedimiento agregando 4, 6, 8, 10,

12, 14 mL del ácido.

2.10) Realizar la misma operación para el soluto NH4NO3 10M.

IV. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

Calorímetro. Tipos de calorímetros. Calorímetro a utilizar en el laboratorio. Componentes

del calorímetro. Entalpía a dilución infinita. Entalpía integral de disolución. Entalpía

diferencial de disolución. Diferencias entre calor integral y calor diferencial. Propiedades

de las sales. Importancia del calor de disolución. Determinación de la capacidad calorífica

del calorímetro.






VI. TRTATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES Calculo de la capacidad calorífica del calorímetro:

Para calcular la capacidad calorífica del calorímetro se tiene la siguiente expresión:

)TT(

n*

T

n*QC

12

cal −∞∆Η=

∆∞=


Donde:

Ccal =capacidad calorífica del calorímetro

n = m/M; donde m es la masa en gramos de NH4Cl y M es la masa molar de NH4Cl.

∆H∞ = calor de disolución a dilución infinita para el NH4Cl (14.783 KJ/mol)

Calculo del calor de disolución:

Para cada ensayo debe emplear la siguiente ecuación:

T*))Cp*m(C(Q solutosolutocalint ∆+=∆Η=

VIII.REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS.

[1]. Manual de Laboratorio de Fisicoquímica. Instituto Universitario de Tecnología

“Alonso Gamero”. Santa Ana de Coro, Venezuela.

[2]. Levitt, B. P y Findlay, A. Química Física Práctica de Findlay. Editorial Reverté.

1979.

[3]. Carmelo Nicolás Madrid García. Prácticas de Termotécnia. Universidad de

Murcia. 1991. [Texto en línea]. Disponible en: http://books.google.co.ve/

[4]. Rico, M y Santisteban, M. Manual de Física y Química: Obra de texto para la

segunda enseñanza. [Texto en línea]. Disponible en: http://books.google.co.ve/


PRÁCTICA # 10: DETERMINACIÓN DEL CALOR INTEGRAL DE DISOLUCIÓN

Nombres: 1)

Sección: 2)

Ccal:__________________(en KJ); )TT(

n*

T

n*QC

12

cal −∞∆Η=

∆∞=

Tabla Nº1. Valores experimentales para el HClO4

Nº V

(mL)

T

(min) T (ºC) ∆T (ºC)

n1

(solvente) n2 (soluto) n1/n2

∆H int

(KJ)

1 2 4

2 4 8

3 6 12

4 8 16

5 10 20

6 12 24

7 14 28



_______________________________________________________________________

_______________________________________________________________________

_______________________________________________________________________

_______________________________________________________________________

_______________________________________________________________________

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Tabla Nº2. Valores experimentales para el NH4NO3 10 M

Nº V

(mL)

T

(min) T (ºC) ∆T (ºC)

n1

(solvente) n2 (soluto) n1/n2

∆H int

(KJ)

1 2 4

2 4 8

3 6 12

4 8 16

5 10 20

6 12 24

7 14 28


Observaciones del profesor:

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manual ltyc final-abril2013 (1)

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