trabajo completo de qf

UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO

MASA MOLAR DE UNA DE UNA SUSTANCIA POR REACCION QUIMICA LIBERANDO GAS

1. OBJETIVOS

Obtener la masa molar del Magnesio (Mg) basándose en el método de Víctor Mayer.

2. FUNDAMENTO TEORICO

El método de Víctor Meyer consiste en vaporizar una sustancia conocida de una sustancia volátil. El vapor formado desplaza un volumen igual de aire en el recipiente donde se realiza la vaporización.

El método de Víctor Meyer emplea un tubo de vidrio largo con dos tubuladuras laterales en la parte superior, una para recoger el aire desplazado en una campana de gases y otra provista de una varilla de vidrio.

Este dispositivo se halla colocado en el interior de un tubo mayor en el que se hace hervir un líquido adecuado por encima del punto de ebullición del líquido cuyo peso molecular interesa determinar.

A continuación se extrae el aire contenido en el tubo exterior por calentamiento, y posteriormente se deja caer una pequeña cantidad de líquido en una pequeña botellita provista de tapón en el tubo interior, en la parte inferior de la cual se ha colocado previamente un poco de lana de vidrio para evitar su rotura.

Al calentar, el líquido contenido en la botellita se vaporiza desalojando un volumen igual de aire, que se recoge en la campana de gases. Conocido este volumen y efectuadas las correcciones correspondientes, resulta inmediato calcular el peso molecular de la sustancia.

Teniendo todos estos conocimientos previos podemos establecer

Mg (s )+2HCl( ac ) Mg Cl2( s)+H 2( g)

Tenemos que tener en cuenta que el vapor de agua que acompaña al gas H 2( g) no se debe a la reacción química sino a un cambio de fase de líquido a vapor.

Según la reacción estequiometria

n H 2=n Mg ( s)=w Mg ( s)

MMg

…(1)

Donde:

n: Numero de moles

w: masa del Mg (s )

QUIMICA – FISICA I Página 1


M: masa atómica del Mg

De la ley de los gases ideales se puede formular

n H 2( g)=PH2( g)

V

RT …(2)

Donde:

P H 2(g ) :Presion parcial del H 2(g )

V: Volumen total (H 2( g) y H 2O( g)), se mide en la bureta

T: Temperatura absoluta

Por la ley de Dalton

pH 2(g )+p H 2O( g)=P …(3)

Donde P es la presión total del sistema (barométrica)

De las ecuaciones (1), (2) y (3) obtenemos:

MM g=

wMg RT

[P−p H 2O( g ) ]V …(4)

L a ecuación (4) permite determinar la masa molar de Mg teniendo como datos wMg

, T, P y V, determinados experimentalmente. La presión de vapor de agua ( p H 2O( g )), puede obtenerse de tablas críticas o por cualquier otro medio a la temperatura de la experiencia.

3. MATERIALES Y EQUIPOS

Cinta de Magnesio metálico. Solución acuosa de HCl 1:2 Termómetro y Barómetro. Matraz de reacción Embudo de llave Bureta de gases Tubo de nivelación Bulbo de nivelación Tubería de jebe o goma Soporte Pinzas

4. PROCESO EXPERIMENTAL



1° Pesar la cinta de magnesio en la balanza analítica (0.04 gr) lo cual se pondrá en el matraz de reacción.

2° Posteriormente revisar que todo el sistema este correctamente unido.

3° Llenar con agua al sistema (bureta de gases, tubo de nivelación y bulbo de nivelación).

4° Introducir 20 ml de solución acuosa de HCl 1:2.

5° Posteriormente dejar caer lentamente la solución de HCl 1:2 al matraz y asi esta reaccione con la cinta de Magnesio.

6° Mover simultáneamente el bulbo nivelación lo cual se deberá mantener el mismo nivel del líquido en la bureta y tubo de nivelación hasta que concluya la reacción.

7° La reacción termina cuando la cinta de Magnesio desaparezca.

8° finalmente tomar apuntes de la temperatura final e inicial del termómetro que esta adherido a la bureta y por consiguiente también del volumen.

5. CALCULOS, RESULTADOS Y CONCLUSIONES

WMg= 0.04 gr

P = 1 atm = 759 mmHg = 1 torr

R = 0.082

La temperatura del agua promedio



T1= 27.2 °C

T2= 27 °C

Por lo tanto la temperatura del agua es 27.1 °C = 300.1 K

Entonces sacando de las tablas y haciendo cálculos la presión de vapor del agua para 27.1 °C será 26.86 torr

Obteniendo el volumen total

V1 = 16.4 ml VF = V2 – V1 Vtotal = VF - Vmatraz

V2 = 78.5 ml VF = 78.5 – 16.5 Vtotal = 62.1 - 20

Vmatraz = 20 ml VF = 62.1 Vtotal = 42.1

Por lo tanto el volumen total será 42.1 ml y es igual a 0.0421 Litros.

La presión obtenida anteriormente (26.86 torr) lo pasamos a atmosferas.

PH2 = P - Pagua

PH2 = 1 – 0.0354

PH2 = 0.96457 atm

Ahora, calculando el número de moles de H2 la cual será igual al del Mg

Entonces nMg = 1.650 x 10-3

Por lo tanto para obtener finalmente el masa molar del magnesio empleamos la fórmula:


TF = T2 - T1

2TF = 27.2 – 27 = 27.1

2

Pagua = 26.86 torr x 1atm = 0.0354 atm 759 torr

nH2 = nMg

nH2 = (PH2) x (Vtotal) RT

nH2 = (0.96457) x (0.0421) (0.082) x (300.1)

nH2 = 1.650 x 10-3


Por lo tanto el porcentaje de error es:

Entonces el porcentaje de error será – 0.24 y seria por el error por defecto ya que sale negativo.


MMg = WMg

nMg

MMg = 0.04 1.650 x 10-3

MMg = 24.24 g/mol

% error = valor experimental – valor real x 100 Valor real

% error = 24.24 -24.30 x100 24.30

% error = - 0.24


MASA MOLAR Y DIÁMETRO MOLECULAR DE UN GAS POR EFUSIÓN GASEOSA

1. Objetivo Determinar la Masa Molar y el Diámetro Molecular de un gas, en base a

la medición experimental de los tiempos de efusión a través de un orificio de un volumen de gas examen y de igual volumen de otro gas tomado como referencia. Ilustrando por ende la aplicación de la Ley de Efusión Gaseosa de Graham y Teoría Cinética de los gases.

2. Fundamento Teórico

Ley de difusión de GrahamLa difusión es el proceso por el cual una substancia se distribuye uniformemente en el espacio que la encierra o en el medio en que se encuentra. Gases diferentes tienen distintas velocidades de difusión. En una técnica el gas se deja pasar por orificios pequeños a un espacio totalmente vacío; la distribución en estas condiciones se llama efusión y la velocidad de las moléculas es igual que en la difusión. Los resultados son expresados por la ley de Graham. "La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad."

u1u2

=√d2

√d1 …(1)

Donde u1 yu2 son las velocidades de difusión de los gases y

d1 y d2 s onlas densidades.

La densidad puede relacionarse con la masa y el volumen

d=mV

= MV

…(2)

(2) en (1)

u1u2

=√ M2

V 2

√ M1

V 1

Multiplicando extremos por medios

u1u2

=√M 2

√V 2

√V 1

√M 1

…(3)



Como los volúmenes de gases diferentes en condiciones iguales de temperatura y presión son idénticos (V 1=V 2), al reemplazarlo en (3), obtenemos lo siguiente:

u1u2

=√M 2

√M 1

…(4)

Dondeu : Velocidad cuadrática mediaM: Masa molar

Se sabe que las velocidades de efusión son inversamente proporcionales a los tiempos de efusión t, es decir

t1t2

=u2u1

…(5)

(5) en (4)t1t2

=√M 1

√M 2

…(6)

Mediante esta relación es posible calcular la masa molar de un gas conociendo los tiempos de efusión, tomando como referencia la masa molar de otro gas.

Por otro lado para calcular el diámetro molecular de un gas, el método en este experimento se basa en la relación que guarda la efusión de los gases con la relación de sus viscosidades.

t1t2

=n1n2

…(7)

donde:n : Viscosidad del gas y se define como

n=13

vlp …(8)

donde:

v: Velocidad medial: Paso libre mediop :Densidad del gasEl diámetro se relaciona con el paso libre mediante

σ 2= 1

√2n¿ lp …(9)

donde:n¿: es el número de moléculas por cm3de gas.



Combinando (7), (8) y (9)

σ2σ1

=( t 1t 2 )

1/2

(M 1

M 2)1 /4

…(10)

Mediante esta relación podremos calcular el diámetro molecular del magnesio.

3. Material y Equipo Equipo Efusiómetro (Aparato de Schilling) Materiales Barómetro Termómetro Cronómetro Inflador Gases: Aire y Oxigeno Agua destilada


Efusiometro

Balón de oxigeno


4. Procedimiento

1° Instalar el equipo a utilizar como se aprecia en la figura.

2° Llenar agua al efusiómetro limpio con una determinada cantidad de agua.

3° Utilizar la llave e tres vías para entrada, retención y salida del gas

En la posición 1se permita la entrada de gas al sistema desplazando al agua del tubo al interior a la cámara de efusión.

En la posición 2 se mantiene el gas dentro del tubo al interior , situándose el nivel del agua por debajo da la marca inferior del tubo.

En la posición 3 se permita la salida de gas hacia la atmosfera a través del orificio, midiendo el tiempo de ascenso del nivel de agua en el tubo interior desde la mara inferior hasta la marca superior.

4° Se toma como referencia el aire a condiciones ambientales para así poder encontrar la masa molar del oxígeno.

5° Controlar la temperatura ambiente y presión barométrica.


Mangueras

Inflador

Posiciones de la llave de 3 vías para la determinación de la masa molar de un gas por efusión gaseosa


5. Cálculos y Resultados

Datos:

Numero de experimentos

Tiempo de efusión

Aire Oxigeno

1 2,56 2,52

2 2,20 2,40

3 2,10 2,50

4 2,29 2,40

5 2,40 2,40

Total 2,31 2,444

V aire=300ml

V oxigeno=300ml


Efusiómetro


M aire=29 gmol

Cálculos:

El tiempo promedio es:

x=∑1

5

x i

x Aire=2.56+2.20+2.10+2.29+2.40

5=2.31

xOxigeno=2.52+2.40+2.50+2.40+2.40

5=2.444

T1T2

=√ M 1

M 2

2.312.444

=√ 29g /molMO2

MO2=32.46 g /mol

Finalmente calculamos el porcentaje de error:

Error (%)=Pm−PtPt

x 100

donde:

Pm :Valor medido

Pt :Valor teorico

Er=32.46−3232

x100

Er=−1.44%

6. Conclusiones

El porcentaje de error es -1,44 por lo tanto el signo negativo indica que error es por defecto.



El porcentaje de error es correcto ya que está por debajo del 5% que se establece como máximo.

El tiempo promedio de la efusión del aire es de 2,31 seg. mientras que la del oxígeno es de 2,444 seg.

DETERMINACIÓN DE LA VISCOSIDAD DE UN LÍQUIDO



1. Objetivo

Medir experimentalmente La Viscosidad de un Líquido a diferentes temperaturas por el método de caída de esfera usando para tal fin el viscosímetro de hoeppler.


La Viscosidad se puede definir como la resistencia que experimenta una capa de líquido para arrastrar tras de sí otra capa. Por lo general la viscosidad influye en la velocidad de flujo del líquido. La unidad de medida más usual de la viscosidad de un líquido es el ‟poise‟. Cuando un cuerpo esférico cae por gravedad a través de un fluido, el cuerpo esinfluenciado por la fuerza gravitacional “f1”:

f 1=43

π r3 ( ρ−ρf ) g…(1)

r : Radio de la esfera

ρ: Densidad de la esfera

ρ f: Densidad del fluido.

g: Aceleración de la gravedad.

Estas fuerza es contrarrestada por la fuerza friccional “f 2“ofrecida por el medio o fluido, la cual aumenta con el aumento de la velocidad del cuerpo. Cuando f 1=f 2, el cuerpo continúa cayendo con velocidad constante, y en es6tas condiciones George Stokes define a la fuerza friccional en la forma

f 2=6 πrηv …(2)

r : Radio de la esfera

η : Viscosidad del fluido



v : Velocidad de la esfera

Si el cuerpo cae con velocidad constante, de la combinación de las ecuaciones (1) y (2) resulta:

η= 29v

r2 ( ρ− ρf ) g…(3)

La ecuación(3) conocida como “La Ley de Stokes”, la cual permite determinar la viscosidad absoluta del fluido, y se aplica a caída de cuerpos esféricos en todo tipo de fluidos a condición de que el radio del cuerpo sea grande comparado con la distancia entre las moléculas del fluido.

Si se conoce la viscosidad de algún líquido (por ejemplo. El agua), este puede servir como referencia, y entonces aplicando la ecuación (3) para tal líquido y el líquido examen y relacionando resulta:

η2η1

=( ρ− ρ2ρ−ρ1 )

v1v2

En términos de los tiempos de caída de la esfera:

η2η1

=( ρ− ρ2ρ−ρ1 )

t 1t 2

…(4)

Donde los subíndices 1 y 2, se refieren a los líquidos de referencia y examen, respectivamente.

3. Material y Equipo

Materiales:

Baño de temperatura constante(termostato) Pinzas mangueras Bolitas Bureta Agua destilada embudo

Equipos:

Viscosímetro de Hoeppler Termómetro Barómetro Cronometro



Balanza Analítica

4. Procedimiento:

1. En la balanza analítica pesar las bolitas

2. En la bureta con agua (15ml) determinamos el volumen da la bolita

3. Con el peso y el volumen hallamos la densidad de la bolita

4. Interpolar para hallar la constante K

5. Antes de empezar con el experimento calibrar el viscosímetro (con los tornillos en su base) hasta tener una inclinación de 10º con la vertical

6. La chaqueta de agua del viscosímetro con el termómetro instalado en la tapa de la misma, se conecta por medio de mangueras al termostato, para asegurarse de una circulación constante de medio de calentamiento que generalmente es el agua entre la chaqueta y el termostato.

7. Tomar la temperatura

8. Destapar el viscosímetro y llenar con agua destilada hasta un alto nivel

9. Hacer una segunda nivelación, llenar la esfera (previamente limpiada)

10.Tomar el tiempo de caída de la esfera una distancia calibrada exactamente entre dos marcas del tubo de vidrio

11.Por la parte inferior destapar para recibir la esfera

5. Cálculos y resultados

Datos de refencia:

Cuadro de referencia

Tipo de bolaDiámetro

(mm)Peso (gr)

Densidad (g/m3)

Constante (K)

1 15,83 4,967 2,342 0,00424

2 15,64 4,794 2,391 0,0621

3 15,60 16,207 8,153 0,0892

4 15,25 15,135 8,149 0,528

5 14,27 11,717 7,697 4,58

6 11,10 5,525 7,714 3,30


- -


Determinación de la densidad de la bola de cristal.

Wbola de cristal: 4,9447 gramos

Usando probeta V = 1.95 ml

V de la bola Usando formula V bola=43

π R3

V bola=43

π (0.8)3=2.41g /ml

Usando probeta ρexpe = 2.53 grml

ρ de la bola Usando formula ρteorica = 2.41 grml

%Error=2.53−2.412.41

x100

Hallamos la densidad del líquido por interpolación

29 0.099602

30 0.99571

1 3,1x10-4

0.2 X

X=6.2x 10−5

A 29.2 °C la densidad del agua es

ρH 2O=¿0.99602 – 6.2 x 10-5 = 0.99596 g/cm3

Hallamos la constante K por interpolación

2.391 0.0621

8.149 0.528

X= 2.50−2.3918.149−2.391

x (0.528−0.621 )+0.0621

X=K=0.0717


- -


Hallamos la viscosidad del líquido por interpolación

20 1.002

40 0.656

20 - 0.346

9.2 X

X=−0.1516

η=1.002−0.15916

η=0.84284 A una temperatura de 29.2 °C

Por lo tanto la viscosidad del líquido en formula

η=F ( SK−S f ) K

Donde:

η: Viscosidad del líquido (centipoises)F: Tiempo de caída de la esfera (segundos)SK: Densidad de la bola de cristal (g/ml)S f: Densidad de fluido (g/ml)K : Constante que depende de la viscosidad del líquido

η=7.4 (2.5−0.9459 )0.0714

η=0.79470

Por lo tanto el porcentaje de error es:

%Error=0.79970−0.84280.8428

x 100

%Error=−5.11% El porcentaje sale negativo por lo tanto es un porcentaje por defecto.



DETERMINACION DE LA PRESIÓN DE VAPOR Y CALOR MOLAR DE VAPORIZACIÓN DE UN LÍQUIDO

1. Objetivo Medir experimentalmente la Presión de Vapor Saturado de un líquido a

varias temperaturas, determinar gráficamente el calor Molar de Vaporización del líquido y establecer una ecuación que permita el estudio de la vaporización de la presión de vapor con la temperatura.


La distribución de Maxwell-Boltzmann es la función de distribución clásica, para la distribución de una cantidad de energía entre partículas idénticas pero distinguibles.

Además de la presunción de distinguibilidad, la física estadística clásica postula que:

No hay ninguna restricción sobre el número de partículas que pueden ocupar un estado dado.

En el equilibrio térmico, la distribución de partículas entre los estados de energía disponibles, se llevará a cabo con la distribución más probable,


http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/math/probas.html#c2

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/quantum/disfcn.html#c3


la cual es consistente con la energía total disponible y el número total de partículas.

Cada estado específico del sistema tiene la misma probabilidad.

Una de las ideas generales contenidas en estos postulados, es que es poco probable que cualquier partícula consiga una energía muy por encima de la media (es decir, mucho más de lo que le corresponde). Las energías más bajas que la media, se ven favorecidas debido a que hay más maneras de conseguirlas. Si por ejemplo, una partícula tiene una energía de 10 veces el promedio, entonces, reduce el número de posibilidades para la distribución del resto de la energía. Por lo tanto, es poco probable ya que la probabilidad de ocupación de un estado dado, es proporcional al número de formas en que se puede conseguir.

La variación de la presión de vapor con la temperatura de ebullición del líquido, se estudia a través de la ecuación de Clausius-Clapeyron, que en su forma integrada con constante de integración ‘’C’’ suponiendo el calor molar de vaporización constante,∆ Hv , se expresa:

Ecuación de Clausius-Clapeyron

lnP=−∆ HvR

1T

+C …(1)

(1) entre limites

lnP2P1

=−∆ HvR [T 2−T 1

T 2T 1]+C …(2)

Siendo:

P: La presión de vapor.T: La temperatura de ebullición absoluta.R: La constante de los gases.

“Los subíndices 1 y 2 se refieren a condiciones iniciales y finales respectivamente”.

Midiendo experimentalmente la presión de vapor a varias temperaturas se pueden graficar valores de lnP vs 1/T, y de origen se determinara “C”, y de la pendiente de la recta el calor molar de vaporización del líquido,∆ Hv .


Equipo:

Manta de calentamiento con regulador de voltaje Barómetro Termómetro

Manómetro de mercurio Soportes Matraz de ebullición con trozos de porcelana


http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/math/probas.html#c1


Frasco de 25 litros para expansión adiabática Inflador

Materiales:

Líquidos: etanol, benceno Probeta Bureta Embudos Condensador Allihn

Bomba de vacío


Condensador allihn Bomba de vacío

Inflador

Manta de calentamiento


4. Procedimiento

1. Instalar el equipo a utilizar como se muestra figura.

2. Llenar los trozos de porcelana en el matraz.

3. Insertar el termómetro en su lugar respectivo.

4. Llenar el matraz de ebullición con el líquido.

5. Conectar el aparato al manómetro de Mercurio teniendo en cuenta que todas las conexiones estén bien hechas para evitar la fuga de gases.

6. Se somete al vacío el sistema de ebullición hasta presión determinada, y se suministra calor a la cámara de ebullición a través de la manta de calentamiento operando el regulador de voltaje.

7. Proceder a la toma de lecturas de temperaturas en la cámara de ebullición cada 5 mmHg. De aumento de presión en el momento que ese observa una ebullición suave.

8. Registrar la temperatura ambiente y presión barométrica al inicio y al término del experimento.

9. Proceder a la toma de lectura de la temperatura en la cámara de ebullición cada 5 cm Hg de aumento de presión.

10. Registrar la temperatura ambiente y presión barométrica al inicio y término del experimento.


Manómetro de mercurio

Barómetro


Datos:

Exp T(eb)ºC he(cm) hi(cm) Pm=he−hiPb (presión

barométrica)P=Pm−Pb

1 68 14.7 66 - 51.3 759.2 707.9

2 79 20.8 60 -39.2 759.2 720.0

3 81 23.3 57.6 -34.3 759.2 724.4

4 83 25.6 55.2 -29.6 759.2 729.6

5 86 28.7 21.8 -23.1 759.2 736.1

6 88 32.9 48.7 -16.8 759.2 142.4

7 91 35.9 44.9 -9.0 759.2 750.2

8 93 38.5 42.4 -3.9 759.2 755.3

9 94 39.5 41.3 -1.8 759.2 757.4

10 95 40.5 40.5 0 759.2 759.2

11 97 44.0 37.4 6.6 759.2 765.8

12 98 47.5 35.9 11.6 759.2 770.8

Desarrollo:

Para ajustar la curva utilizamos los mínimos cuadrados

Exp T(°K) ( x i )1T

(K)P ( y i ) lnP x i

2 x i y i

1 341 2.9326x10-3 707.9 6.5623 8.60014x10-6 0,019245

2 352 2.8409x10-3 720.0 6.5792 8.07071x10-6 0,018691

3 354 2.8248x10-3 729.6 6.5860 7.97950x10-6 0,018604

4 356 2.8090x10-3 724.9 6.5924 7,89049x10-6 0,018518

5 359 2.7855x10-3 736.1 6.6014 7,75901x10-6 0,018388

6 361 2.7700x10-3 742.4 6.6098 7,67290x10-6 0,018309

7 364 2.7472x10-3 750.2 6.6203 7,54711x10-6 0,018187

8 366 2.7322x10-3 755.3 6.6271 7,46492x10-6 0,018107

9 367 2.7248x10-3 757.4 6.6298 7,42454x10-6 0,018065



10 368 2.7174x10-3 759.2 6.6322 7,38426x10-6 0,018022

11 370 2.7027x10-3 765.8 6.6409 7,30459x10-6 0,017948

12 371 2.6954x10-3 770.8 6.6474 7,26518x10-6 0,017917

∑ n …… 3.3293 x10-3 …… 79.3288 92.3630 x10-6 0.220000

Sabemos:

lnP=(−∆ HvR

) 1T

+C

Y = m x + b

Dónde:

−:cambnio deentalpia al pasar deunestado aotro

1T:Temperatura Absoluta

H v :calor molar devaporización

C :Constante de integración

Por los métodos de mínimos cuadrados

b=n∑ (x¿¿ i y i)−∑ x i∑ y i

n∑ x i2−¿¿

¿

b=12 x (0.2200 )−(3.3283 x 10−2 ) x (79.3288)

12(92.3630 x10−6)−¿¿

b=8.00446

m=∑ x i2∑ yi−∑ x i∑ (x¿¿i y i)

n∑ x i2−¿¿

¿

m=¿¿

m=502.5002

Por lo tanto:

m=∆ HvR

−502.5002= ∆ Hv1.987cal /mol

Entonces:

∆ Hv=998.1679cal



2.6500E-03 2.7000E-03 2.7500E-03 2.8000E-03 2.8500E-03 2.9000E-03 2.9500E-036.5

6.52

6.54

6.56

6.58

6.6

6.62

6.64

6.66

f(x) = − 376.317074258564 x + 7.65446441866756R² = 0.959278206291865

LnP vs 1/T

Por la ecuación de la recta:

Y=−376.32 X+7.6545

lnP=(−∆ HvR

) 1T

+C

C=7.6545

m=∆ HvR

−376.32= −∆ Hv8.314 J

mol

Entonces:

∆ Hv=3128.72J /mol

6. Conclusiones:

Como se observa en la gráfica hay algunos valores que están dispersos en la ecuación de la recta.

Los datos varían de acuerdo a errores de visión en sus lecturas y además son aproximados

TENSIÓN SUPERFICIAL DE UN LÍQUIDO



1. Objetivo

Determinar experimentalmente la tensión superficial de un líquido por el método de ascenso en tubo capilar.

2. Fundamento teórico

En el interior de una masa de líquido una molécula es sometida a las atracciones de todas las moléculas que rodean a eta, es decir es atraída en todas direcciones. Mientras que una molécula en la superficie del líquido es rodeada solo parcialmente por otra molécula (Fig.5.1), experimentando atracción solo hacia el interior del líquido, o lo que es el mismo las moléculas de la superficie son jaladas hacia adentro, lo cual hace que el líquido se comporte como si estuviera rodeada por una membrana invisible (5).

Tal comportamiento de la superficie se conoce con el nombre de “tensión superficial”.

La superficie o interface en donde existe la tensión se halla entre el líquido y su vapor saturado en el aire, ordinariamente a presión atmosférica.

También puede existir una tensión en la interface entre líquidos inmiscibles en cuyo caso se le denomina “Tensión intefacial”.

Como consecuencias del efecto de la tensión superficial se puede citar:

1.º.La resistencia que exhibe un líquido a la penetración en su superficie.2.º.La fórmula cercanamente esférica de gotitas de agua al caer.3.º.La forma esférica de partículas de Hg en superficies planas.4.º.El ascenso de líquidos en tubos capilares.5.º.La flotación de hojas delgadas de metal en superficies líquidas

Desde un punto de vista termodinámico la tensión superficial se define como la tendencia de un líquido a reducir su superficie a un punto de energía potencial de superficie mínima, condición de superficie estable para equilibrio. Como el área mínima correspondiente a un volumen dado es la de la esfera , la tendencia de una partícula de líquido es de dejarse arrastrar por sí misma, a una esfera por acción de la tensión superficial.

El método de “ascenso capilar” se basa en el hecho de que la mayoría de líquidos en contactos con un tubo capilar ascienden dentro de el hasta cierto nivel por sobre la superficie del líquido si este moja al vidrio como se muestra en la Fig. 5.2 .si el líquido no moja el vidrio como sucede con el Hg, el nivel del líquido dentro del tubo con el menisco exhibiendo superficie convexa se sitúa por debajo de la superficie libre del líquido. Al mojar la pared interna del capilar la superficie del líquido es aumentada; para disminuir su superficie libre el líquido debe ascender dentro del capilar; como el vidrio es nuevamente humedecido se repite el ascenso, y así sucesivamente, hasta q la fuerza actuante hacia arriba que es debida a la



tensión superficial sea igual al peso de columna de líquido actuante hacia abajo.

La fuerza debida a la tensión superficial ,f 1, se expresa:

f 1=2πr /cosθ …(1)

Fig. 5. 2 Método de Ascenso Capilar para la Determinación de la Tención superficial.

Donde

“r”es el radio del tubo capilar,

“γ “la fuerza de tensión superficial actuando a lo largo de la circunferencia interna en un ángulo

θ, entre la superficie cóncava y la pared vertical del tubo.

La fuerza generada por el peso de la columna de líquido ,f 2 , se da por

f 2=π r2hρg …(2)

Siendo “r” el radio del capilar

“h” la altura del nivel del líquido en el capilar desde la superficie libre,

“ρ “la densidad del líquido

“g” la aceleración de la gravedad.

En el equilibrio f 1=f 2, y así de las ecs (1) y (2)

3. Material y equipo Barómetro Termómetro Cronómetro Vaso de vidrio Probeta Bureta Embudos

4. Procedimiento

Instalar el equipo a utilizar como se muestra en la siguiente Fig.

El tubo capilar se limpia con ácido nítrico caliente o con una solución limpiadora caliente. Se enjuaga con agua destilada y después con pequeñas porciones sucesivas del líquido examen .Si el líquido es inmiscible en agua destilada, debe usarse acetona.

El tubo capilar debe acoplarse a un tubo de hule o goma con bombilla para facilitar la limpieza.Se vierte una cantidad adecuada del líquido examen en el tubo exterior al capilar (aparato de ascenso capilar).



Se coloca el tapón insertado en el tubo capilar, y todo el aparato en ascenso se coloca en un baño de temperatura regulada.Después de haberse alcanzado la temperatura deseada se observa el nivel del líquido dentro del tubo capilar y el nivel del mismo en el tubo exterior.Determinar la diferencia de niveles con ayuda de una regla graduada acoplada al capilar Realizar de 4 a 5 determinaciones de diferencia de nivel, considerar el promedio aritmético de estas como la altura de ascenso, para los cálculos correspondientes.Comenzar primero con el líquido de referencia.Controlar la temperatura ambiente y la presión barométrica.

5. Cálculos y resultados

Datos:

Considerar γ=F (P )

P= 77 dinas/cm (determinado por la gráfica de tensión superficial)F= 0.935 (determinado por la gráfica de tensión superficial)

T °del experimento=26 ºC

Cálculos:

Calculando la tensión superficial experimental

γ=F (P )

γ=(0.935 ) x (77)

γ=71.995dinas /cm

Calculando la tensión superficial teóricamente

En este caso determinamos la tensión superficial teórica por el método de interpolación.

T °del experimento=26 ºC

Para lo cual del siguiente cuadro, obtenemos.

liquidoTemperaturas

20°C 40°C


“Tensión superficial experimental”

- -


H2O 72,75 69,58

20 72,75

40 69,58

20 - 3,17

1 X

X=−3,1720

X=−0,1585

1 -0,1585

6 Y

X=(−0,1585)6

X=−0,951

Entonces:

20 + 6

72,55 + -0,951

Por lo tanto la tensión superficial teórica es:

γ=71.799dinas /cm

Calculamos el porcentaje de error

%Error=Vexperimental−V realVreal

∗100

Por lo tanto:

%Error=71,995−71,79971,799

∗100

%Error=+0,27%


“Tensión superficial teórica”


6. Conclusiones

El porcentaje de error sale signo positivo, por lo tanto es un porcentaje error por defecto.

El por porcentaje de error es menor que el 5% lo cual hace indicar que el trabajo realizado fue hecho con éxito.

DETERMINACIÓN DEL CALOR ESPECÍFICO DE UN LÍQUIDO



1. Objetivo Determinar experimentalmente el calor especifico de un líquido, usando

corriente eléctrica como medio de calentamiento y midiendo el incremento de temperatura causado por este.


El experimento de basa en el establecimiento de un balance de energía, entre la emitida por corriente eléctrica en forma de trabajo pasada a través de una resistencias (alambre fino de aleación Cr-Ni) sumergida dentro de una determinada masa liquida, y la ganada por esta masa y el equipo que la contiene, produciéndose en estos un incremento de entalpia. El experimento se realiza adiabáticamente a presión constante (1 atm aprox.), y se mide el tiempo de suministro de corriente y el incremento de temperatura que esta origina en el sistema total (liquido + equipo).El trabajo emitido por la corriente eléctrica W e, y ejecutado sobre el sistemase da por

W e(cal)=VIt4.184

… (1)

Donde:V: Potencial eléctrico (Volt)I: Intensidad de corriente (Amperios)t: tiempo(segundos) Este trabajo produce un incremento de entalpia, ΔH, en el sistema total, ya que haciendo las deducciones termodinámicas correspondientes, resulta

W e=¿ ΔH … (2)

El incremento de entalpia del sistema total se expresa

ΔH=(m¿¿e ce+ml c l)(T ¿¿2−T 1)¿¿ … (3)

DONDE:m: masa (gr)c: calor especifico (cal/gr ºC)“e” y “l” indican equipo y liquido respectivamenteHaciendo me ce=C (constante calórica del equipo), la ec. (3) se transforma a

ΔH=C+mlc l ¿¿¿ … (4)

De la combinación (1), (2) y (3) resulta

C l=1ml

¿

Esta ecuación permite el cálculo del calor específico del líquido examen C l, para ello debe conocerse la constante calorífica del equipo ``c``. Esta constante puede determinarse realizando el experimento con un líquido cuyo valor específico se conozca, que generalmente es el agua la cual tiene un calor especifico de 1 cal/gr ºC




Alcohol 96% Vaso Dewar Termómetro de precisión Cronometro Amperímetro Voltímetro Reóstatos Fuente de poder de corriente continua( aprox. 12 voltios) Cables de conexión



4. Procedimiento Experimental

1° Limpiar bien el equipo e instalar de la siguiente manera.2° Llenar 200 ml de agua.3° Tapar el vaso Dewar.4° Instala los instrumentos tratando de proveer un voltaje aprox. de 5V en el vaso 4° Dewar( regulando con el reóstato) como se muestra en la figura siguiente5° Anotar la temperatura del ambiente (La presión barométrica y La temperatura

inicial del sistema).6° Cerrar el equipo y proceder a la toma de lectura (del sistema), voltaje y

amperaje a intervalos de 30 seg. durante 10 minutos aprox.7° Si es posible usar un estabilizador de voltaje.8° Evitar el calentamiento excesivo para prevenir perdidas de líquido por

evaporación.9° Desconectar la corriente y anotar la temperatura ambiente y presión

barométrica finales.




Exp. t (s) T (ºC) ∆ T

Voltaje (V) Amperaje Calor especific

o

Calor especifico promedio

Normal Promedio

Simple Amperaje

Promedio

1 0 29.0 4.01 65.5 3.24

2 30 29.3 0.3 3.98 3.995 66 3.3 3.285 114.25

3 60 30.0 0.7 3.97 3.975 66 3.3 3.300 -65.04

4 90 30.2 0.2 4.02 3.995 66 3.3 3.300 273.13

5 120 30.4 0.2 3.98 4.000 66 3.3 3.300 273.82

6 150 31.1 0.7 3.97 3.975 66 3.3 3.300 -65.05

7 180 31.3 0.2 3.94 3.955 66 3.3 3.300 168.50

8 210 32.1 0.8 3.92 3.930 66 3.3 3.300 -53.17

9 240 32.3 0.2 3.86 3.890 66 3.3 3.300 260.81

g10 270 33.0 0.7 3.86 3.860 66 3.3 3.300 -67.919

11 300 33.3 0.3 3.87 3.865 66 3.3 3.300 105.430

12 330 34.1 0.8 3.87 3.870 66 3.3 3.300 -84.947

13 360 34.1 0.3 3.86 3.860 66 3.3 3.300 105.430


55.325


14 390 35.1 0.7 3.88 3.870 66 3.3 3.300 -68.595

15 420 35.4 0.3 3.88 3.880 66 3.3 3.300 106.613

16 450 36.1 0.7 3.86 3.870 66 3.3 3.300 -68.595

17 480 36.4 0.3 3.86 3.860 66 3.3 3.300 105.036

18 510 37.1 0.7 3.85 3.855 66 3.3 3.300 -69.271


Temperatura Inicial = 31.1 ºC

Temperatura final = 31.3 ºC


La corriente presenta la relación siguiente:

150 líneas 7.5 Amperios

65.5 líneas 3.24 Amperios

Para el H2O

Presión experimental = 759.2 mmHg

En base a los datos de densidades del agua a diferentes tempraturas

25 ºC ρH 2O=0.99713 g/cm3

26 ºC ρH 2O=0.99686 g/cm3

Calculamos la ρH 2O a 26.3 ºC por el método de interpolación por lo tanto:

A 25.3 ºC ρH 2O=0.997049 g/cm3

Calculamos la m H2O a la temperatura de 22.14 ºC

m H 2O= ρH 2O xV H2O V H 2O=200ml

m H 2O=(0.997044) x (200)

m H 2O=199.4098 gramos

En base al calor especifico del H2o (1 cal/gºC) y la masa encontrada procedemos a calcular la capacidad calorífica del calorímetro en cada intervalo de 30 minutos.

C=55.325 calgºC



0 100 200 300 400 500 6000

5

10

15

20

25

30

35

40

f(x) = 0.0159752321981424 x + 28.7374269005848R² = 0.994865709860081

T Vs t Linear (T Vs t)

Tiempo(Seg)

Tem

pera

tura

(°C)

6. Conclusiones

Determinamos el calor específico del H2O mediante la medición de la capacidad calorífica del calorímetro.



RAZON DE CAPACIDADES CALORIFICAS DE UN GAS CP

cV

=γ

1. Objetivo

Determinar por medición experimental da las presiones correspondientes, la razón de la capacidad calorífica P cte. y la capacidad calorífica V cte. De un gas


La capacidad calórica es la cantidad de calor que permite variar, en un grado, la temperatura de un cuerpo.

En general En general la capacidad calorífica “C” de un sistema se define:

C=dQdT

...(1)

dQ: Cantidad diferencial (o infinitesimal) de calor suministrado al sistema.dT: Aumento diferencial de temperatura producido por dicho calor.

Por la 1ra Ley de la termodinámica:

dQ=dE+dW ...(2)

dE: Variación diferencial de energía del sistema.dW: Cantidad diferencial de trabajo realizado por (o ejecutado sobre) el sistema

Si el trabajo es del tipo presión-volumen y realizado en un proceso reversible (presión opositora “p” = presión impulsora “P”)

dW =pdW ...(3)

dV: Volumen diferencialCombinado (1), (2) y (3)

c=dE+ pdVdT

...(4)

A P constante. La ecuación (4) puede escribirse:

CP=( dEdT )

p

+P( dVdT )

p ...(5)

Por otro lado la entalpía “H” de un sistema se expresa:

H= E+PV ... (6)



Derivando (6) con respecto a T, a P constante se obtiene

( dHdT )

p

=( dEdT )

p

+P( dVdT )

p ... (7)

Comparando (5) y (7)

CP=( dHdT )

p ... (8)

La ecuación (8) define a la capacidad calorífica a P, constante como la variación parcial de la entalla del sistema con respecto a la temperatura a P constante Imponiendo la condición de V constante en la ecuación (4) ésta se transforma a:

C v=( dEdT )

V ... (9)

La ecuación (9) expresa que la capacidad calorífica a V constante es la variación parcial de la energía interna del sistema con respecto a la temperatura a V constante.

De modo que la razón de capacidades caloríficas del sistema resulta definido en la forma:

γ=CP

cV

=( dH

dT )p

( dEdT )

V

...(10)

El presente experimento comprende las siguientes etapas:

1° Suministro de gas al sistema estableciendo las condiciones iniciales de presión, y temperatura, P1, V1y T1.2° Expansión adiabática de P1, V1T1a P2, V2T2 (Pa: presión atmosférica)3° Reequilibrio térmico a V constante (V2) de PaT2a P2T1. En base a las leyes de un proceso adiabático reversible, para la etapa adiabática, se puede escribir.

Pa

P1=( T 2

T 12)

γγ−1

... (11)

Y para la etapa de reequilibrio térmico, a V constante

Pa

P1=

T 2

T 1 ... (12)

De la combinación de (11) y (12), aplicando logaritmos naturales, se obtiene:



γ=ln Pa−ln P1lnP2−lnP1

…(13)

Con esta ecuación vamos a calcular la razón de las capacidades caloríficasγ , de un gas, midiendo experimentalmente la presión inicial P1, la presión atmosférica Padespués de la expansión adiabática y la presión final P2 , después del reequilibrio térmico.


Depósito para expansión adiabática(frasco de 25 litros) conteniendo granos de gel de sílice

Manómetro de ftalato de butilo o de Hg Frasco de seguridad para control de entrada de gas al sistema Llave de vidrio o de metal (llave Hoffman) Barómetro Termómetro Gases: Aire y Oxigeno Agua destilada Inflador



4. Procedimiento

1° Instalar el depósito de expansión adiabática, el cual de be estar aislado, al manómetro de ftalato de butilo y a la entrada de gas.

2° Verificar que todas las conexiones estén bien hecha para evitar la fuga de gas

3° Proceder a la alimentación de cierta cantidad de aire al sistema (deposito), fijando las condiciones iniciales P1,V1.T1: teniendo cuidado de no producir derrames de ftalato de butilo en el manómetro; se cierra después la entrada con la llave Hoffman.

3° La presión interna en el sistema se determina en base a la diferencia de nivel del líquido en las dos ramas del manómetro (Ptotal = Pmanometrica - Pbarométrica)

4° Se somete el gas a expansión adiabática hasta presión atmosférica, sacando instantáneamente el tapón en la cabeza del depósito y colocándolo cuando el nivel del líquido en ambas ramas del manómetro sean aproximadamente iguales.

5° Dejar que el gas alcance el reequilibrio térmico; Registra nuevamente la diferencia de nivel de líquido en las ramas del manómetro y determinar la presión final. Repetir el procedimiento total de 4 a 6 veces

6° Registrar nuevamente la temperatura



γ



Exp hf e 1 hf i1 ∆ hf 1 hf e 2 hf i2 ∆ hf 2 ∆ hf Hg1 ∆ hf Hg2 Pa=Pb P1 P2 γ

1 69.8 1.9 50.8 50.5 39.0 11.5 3.91 0.88 759.2 798.3 768.0 1.30

2 76.0 12.7 63.3 51.5 37.5 14.0 4.87 1.08 759.2 807.9 770.0 1.29

3 76.6 12.2 64.4 51.9 37.2 14.7 4.95 1.13 759.2 808.7 770.5 1.31

4 75.8 13.2 62.6 51.3 37.9 13.4 4.81 1.03 759.2 807.3 769.5 1.28

5 77.0 12.1 64.9 51.9 37.1 14.8 4.99 1.44 759.2 809.1 770.6 1.31

6 77.8 10.9 66.9 52.4 36.7 15.7 5.15 1.21 759.2 810.7 771.3 1.32

7 78.3 10.8 67.5 53.7 35.6 18.1 5.19 1.39 759.2 811.1 773.1 1.38


Teniendo encuentra que γ teoricodel aire=1.4

Entonces el %Error Para el experimento (5,6,7) γ=1.34

%Error=1.34−1.41.4

x100=−4.2857% por defecto

Entonces el %Error Para el experimento (6,7) γ=1.35

%Error=1.35−1.41.4

x 100=−3.57% por defecto

Entonces el %Error Para el experimento (7) γ=1.35

%Error=1.38−1.41.4

x 100=−1.43% por defecto

T 0=28.0 ºC T f =28.2ºC

T promedio=28.1ºC ρatm=759.2mmHg

6. Conclusiones

Calculamos la capacidad calorífica del Aire a Presión y Volumen constantes



CALOR DE COMBUSTIÓN

1. Objetivo: Determinar en base a mediciones experimentales el “Calor de

combustión” de una substancia (orgánica), usando para tal fin el Calorímetro Parr con bomba de oxígeno.

2. Fundamento teórico:

El calor de combustión estándar de una sustancia se define como el cambio de entalpía ∆ H ° T que acompaña a la reacción de dicha substancia con el O2 gaseoso. En la forma más simple de la reacción, si la muestra es compuesto orgánico que contiene solo Carbono, Hidrogeno, y Oxígeno, los productos son dióxido de Carbono y agua de acuerdo a la siguiente reacción estequiométrica:

Ca Hb Oc(s) +(a+b /4 – c /2) O2(g) aCO2(g)b /2H 2O(l)

Las reacciones en la bomba se llevan a cabo en condiciones adiabáticas y a volumen constante, resultando el estado final a temperatura más alta que la del estado inicial. Para referir la reacción a condiciones isotérmicas, por ejemplo a la temperatura inicial de los reactivos se puede considerar adicionalmente un proceso de enfriamiento de los productos. De modo que el proceso total se puede formular comprendiendo 2 etapas: la etapa adiabática (reacción) I y la etapa de enfriamiento de los productos II, como se indica a continuación

Ca Hb Oc(T 1)+(a+b/4−c/2) O 2(T 1) aCO 2(T 2) +b /2H 2O (T 2) (I)

aCO 2 (T 2) +b /2H 2O(T 2) aCO 2(T 1)b /2H 2O(T 1) (II)

Donde : T 2>T 1

Una representación esquemática del proceso total incluyendo los estados estándar se muestra en la Fig. 8.1.



Como la reacción se lleva a cabo a V (volumen) constante en la Bomba de oxígeno, lo que inmediatamente se determina es la variación de energía interna de la reacción, calor de reacción a V constante (QV ¿

Por lo que refiriéndonos a condiciones isotérmicas y de acuerdo al esquema de la Fig. 8.1 el calor de reacción a V constante, se expresa.

∆ ET 1=∆ Ea+∆ Ee (8.1)

Donde ∆ Ea es la variación de energía interna en la etapa adiabática y ∆ Ee es la variación de energía interna en la etapa de enfriamiento de los productos.



Para la etapa adiabática, por la 1ra ley de la termodinámica y considerando que el trabajo W solo pude estar restringido a trabajo tipo P-V, se puede escribir.

∆ Ea=Qa – P∆ V (8.2)

Pero Qa=0 (proceso adiabático), y ∆ V =0(volumen constante).Así:

∆ Ea=0 ……….. (8.3)

Combinando (8.1) y (8.3)

∆ E T 1=∆ Ee ................. (8.4)

Para la etapa de enfriamiento, se puede formular

∆ Ee ¿ [aCV (C O2)+b /2CV (H 2O)+CV (s)] (T 1−T 2) ………. (8.5)

Donde”CV” indica capacidad calorífica a V constante y “S” se refiere al sistema. Luego:

C=¿ [aCV (C O2)+b /2CV (H 2O)+CV (s)] …….. (8.6)

Combinando (8.5) y (8.6) resulta

∆ Ee=C (T 1−T 2) (8.7)

Siendo “C” el equivalente de energía o constante calorífica del calorímetro (que involucra al sistema y productos).De la combinación de (8.4) y (8.7) se obtiene

∆ E T 1=C (T 1−T 2) …….. (8.8)

La elevación de temperatura (T 2 –T 1), consecuencia de la reacción llevada a cabo adiabáticamente, para usarla en la ec. (8.8), por efectos operacionales del experimento debe corregirse; como se hará oportunamente.De acuerdo a la ec. (8.8), para calcular ∆ E T 1 , de una substancia debe conocerse previamente“C”, esta puede determinarse efectuando la combustión en la misma bomba calorimétrica de una substancia orgánica cuyo valor de∆ E T 1 se conozca, por ejemplo el ácido benzoico. El calor de reacción a P constante, ∆ H T 1puede determinarse aplicando.

∆ H T 1 = ∆ E T 1 + ∆ nR T 1 (8.9)



Donde “∆ n” es la diferencia de número de moles entre productos y reactivos solamente para las sustancias gaseosas, la cual puede calcularse de la estequiometría de la reacción.Admitir que usando ácido benzoico se calcula “C”, siendo este valido para otro compuesto o substancia , se está cometiendo algún error, puesto que la combustión del ácido benzoico puede no producir el mimo número de moles de CO2 y H2O que otra muestra .Sin embargo este error es pequeño, dado que generalmente solo se usa de 1 a 1.5 gr de muestra, mientras que el peso del calorímetro es cerca de 2500 gr, por lo que CV (s) en la ecuación (8.6) es predominante . Estos pequeños errores son aceptables en experimentos de laboratorio, pero se debe saber como se corrigen para trabajos de alta precisión. Para compara los ∆ H T ’s de los diferentes compuestos (materiales), estos de ben estar referidos a condiciones estándar (1 atm, 25°C). Las correcciones a este respecto solo son necesarias para trabajos de alta precisión tal como el reportado en la literatura. Para trabajo de baja precisión, los errores que se hayan cometido al no hacer tales correcciones son tolerables. La justificación de no corregir al estado estándar se basa en:

1° Los cambios de entalpía debido a los cambios de fase son pequeños comparados con aquellos debido a reacciones químicas.

2°Los cambios de entalpía debido a los cambios de presión son también pequeños, por ejemplo las compresibilidades de fases condensadas son pequeñas, y si se invoca idealidad de gases los cambios de entalpía debido a cambio depresión a T constante son nulas.

3. materiales y equipo:

a) Reactivos: Muestra examen: Ácido benzoico Antraceno Naftaleno, etc.

b) Materiales:

Termómetro y agitador Chaqueta para proteger al calorímetro de las variaciones de la

temperatura ambiente Sistema de ignición Unidad de ignición Transformador Cables, etc.



c) Equipos:

Prensa hidráulica con molde de muestra para su obtención en forma de pastilla para mejorar combustión)

Cilindro de oxígeno comprimido con sistema de llenado de oxígeno a la bomba

Calorímetro Parr (tipo bomba de oxigeno) Bomba para combustión de material con oxígeno Alambre de ignición (aleación de Cr-N1 ) produciendo 2.3

cal/cm ó 1.400 cal /gr Calorímetro con cantidad conocida de agua aproximadamente

2 litros.



4. Procedimiento:

1° Si la muestra es sólida (como en el caso del experimento donde se utiliza azúcar blanca refinada o sacarosa) esta se prepara en forma de pastilla en la prensa hidráulica con un peso de aproximadamente 0.9 a 1.1 gr. Se adiciona a la bomba previamente limpia 1ml de agua destilada (para atrapar vapores de HNO3 que pudieran formarse debido a impurezas de N2 en el oxígeno). Se coloca la tapa a la bomba conteniendo los electrodos a los cuales va instalado el alambre de ignición (10cm) y la capsula o crisol conteniendo la muestra examen según normas establecidas (dadas por el fabricante).

2° Se procede al llenado de oxígeno a la bomba (la bomba en la abrazadera de seguridad) usando el sistema de llenado adherido cilindro de oxigeno con las debidas precauciones. La presión de llenado oscila entre 25 a 35 atm, promedio 30 atm (26 a 27atm da buenos resultados para acido benzoico). La bomba llenada se coloca dentro del calorímetro conteniendo 2000 ml de agua destilada a temperatura de 4.5 a 5 ℉ por debajo de la temperatura de la chaqueta, la razón es que cuando aumente la temperatura final alcance la del ambiente. No deben producirse fugas de oxígeno, lo cual se verifica por la ausencia de burbujas movibles. Se coloca la tapa de la chaqueta con el termómetro y el agitador en sus lugares respectivos. Se conectan los electrodos de la bomba a la unidad de ignición, la cual está conectada al transformador y este al tomacorriente de 220V.

4° Se pone en marcha el motor del agitador para proveer de agitación al baño de agua. Anotar la temperatura cada minuto durante 5 minutos (periodo de agitación inicial), al 6to minuto anotar la temperatura e inmediatamente cerrar el circuito de ignición , el paso de corriente se verifica por la luz piloto de color roja en la unidad de ignición la cual desaparece cuando se quema el alambre de ignición en la bomba , a partir de ese instante se inicia el periodo de reacción y entonces tomar nota de la temperatura cada 15 segundos . Cuando la temperatura es aproximadamente constante anotar lecturas de temperatura cada minuto durante 5 minutos (periodo de agitación final). Parar el motor de agitación levantar la tapa de la chaqueta y sacar la bomba del recipiente del calorímetro al soporte de llenado (abrazadera) y abrir la válvula de escape de oxígeno.

5° Se destapa la bomba (destornillando a la izquierda), lavándose en su interior (electrodos, alambre de ignición, capsula, paredes internas) con agua destilada; las porciones de lavado se recolectan



en un matraz para su titulación (para determinar ácido nítrico, azufre, etc.) De los electrodos se desconecta el fusible no quemado y se mide o se pesa. La solución de lavado se titula con solución 0.0725 N de Na2CO3 colocada en la bureta. Usar como indicador anaranjado de metilo 2 gotas en el matraz de titulación. Si es posible proveerse de agitación magnética. El punto de equivalencia se verifica por el viraje de incoloro a amarillo oscuro.

5. Datos experimentales:

5.1. Para la determinación de la constante calórica del Calorímetro Parr con bomba de oxígeno para el ácido benzoico:

Masa de capsula de ácido benzoico: 0.9682 g Temperatura ambiente: 24.12 ℃

Tabla N° 8.1: Datos experimentales


N° de Prueba

Intevalos de Tiempo

(seg)

Tiempo acumulado

(seg)

Temperatura℉ ℃

0 0 0 75.42 24.12222221 60 60 75.55 24.19444442 60 120 75.6 24.22222223 60 180 75.62 24.23333334 60 240 75.64 24.24444445 60 300 75.65 24.256 60 360 75.66 24.25555567 30 390 75.8 24.33333338 30 420 77.6 25.33333339 30 450 79 26.1111111

10 30 480 80.05 26.694444411 30 510 80.6 2712 30 540 81.15 27.305555613 30 570 81.6 27.555555614 30 600 81.9 27.722222215 30 630 82.17 27.872222216 30 660 82.5 28.055555617 30 690 82.8 28.222222218 30 720 83.1 28.388888919 30 750 83.4 28.555555620 30 780 83.65 28.694444421 30 810 83.95 28.8611111


5.2. Para la determinación del calor de combustión de la azúcar blanca refinada:

Masa de azúcar blanca refinada: 0.9949 g Temperatura ambiente: 24.12 ℃

Tabla N° 8.2: Datos experimentales

6. Cálculos: 6.1. Para la determinación de la constante calórica del Calorímetro Parr

con bomba de oxígeno:a) Trazar una gráfica de temperatura “T” vs. “t”.


N° de Prueba

Intevalos de Tiempo

(seg)

Tiempo acumulado

(seg)

Temperatura℉ ℃0 0 0 71.6 221 60 60 71.7 22.05555562 60 120 71.75 22.08333333 60 180 71.77 22.09444444 60 240 71.79 22.10555565 60 300 71.8 22.11111116 60 360 72 22.22222227 30 390 72.2 22.33333338 30 420 73.4 239 30 450 74.45 23.583333310 30 480 75.2 2411 30 510 75.65 24.2512 30 540 76.1 24.513 30 570 76.55 24.7514 30 600 76.84 24.911111115 30 630 77.25 25.138888916 30 660 77.55 25.305555617 30 690 77.92 25.511111118 30 720 78.3 25.722222219 30 750 78.7 25.944444420 30 780 78.95 26.0833333


Grafica 8.1: Temperatura vs. Tiempo acumulado debido a la combustión de una Substancia

b) El incremento de temperatura corregido ∆ Tcorr se determina aplicando ∆ Tcorr ¿(Tc – Ta)– r 1(b – a)−r 2(c−b) ……. (8.10)

Donde “a” es el tiempo transcurrido hasta el encendido, “b” el tiempo transcurrido hasta cuando el incremento de temperatura ∆ T alcanza el 60% del incremento de temperatura [ ∆ T = 60% (Tc−Ta) ] y “c” el tiempo hasta el incremento total de temperatura, “Ta” temperatura al tiempo de encendido, “Tc” temperatura al tiempo “c”, r 1 velocidad (℉ / minuto) de aumento de temperatura en el período de agitación inicial y r 2 velocidad (℉ /minuto ) de aumento de temperaturas en el período de agitación final [si en este período la temperatura en vez de aumentar disminuye el termino r 2(c−b) en la ecuación (8.10) debe sumarse].

Ta=75.8℉ a=6.5min

Para hallar Tc trazamos dos tangentes en la curva de la Grafica 8.1, luego; trazamos una recta en la intersección y lo proyectamos hacia la curva. El punto que corta al a curva toma el valor de Tc. Este punto se encuentra entre 80.05℉ y80.6℉ , luego; tomamos la media aritmética como valor representativo:


0 100 200 300 400 500 600 700 800 90070

72

74

76

78

80

82

84

86

Grafica 8.1: t vs. T

tiempo (seg)

Tem

pera

tura

(°F)


Tc=80.05+80.62

=80.325℉

Para calcular a cuántos minutos equivaleTc , hacemos una interpolación con los datos de la tabla 8.1:

80.6−80.32580.325−80.05

=510−xx−480 ,x=495 seg=8.25min

c=8.25min Tb=ta+60% [ tc−ta ]=75.8℉+60% (80.325−75.8)=78.52℉ Para calcular a cuántos minutos equivaleTb , hacemos una interpolación:

79−78.52¿¿

b=7.33min Calculamos r 1 yr 2:

r 1=Ta−T ( inicial)

∆ t ¿ 75.8℉−75.42℉

6.5min=0.05846℉ /min

Temperatura final equivale a: f =13.25min=8.25+5min ( tiempode agitacion final)

Interpolación: 83.65−xx−83.4

=780−795795−750

, x=83.64℉

Tf =83.64℉

r 2=¿ Tf −Tc

∆ t=¿

83.64℉−80.325℉5min

¿0.663℉ /min

∆ Tcorr ¿ (80.325 –75.8 ) – 0.05846 (7.33 –6.5 )−0.663(8.25−7.33) ∆ t corr=3.86651℉c) La constante calorífica el calorímetro se determina ahora aplicando

C=∆ Em+C 1+C2+…∆ Tcorr

…….. (8.11)

En la que “ ∆ E” es el calor de combustión de la muestra patrón (ácido benzoico) en cal . gr−1, “m” la masa de la muestra en gr, “C1” corrección por el calor de formación de ácido nítrico en cal, “C2” la corrección por calor de combustión de fusible en cal.

Considerando que durante la titulación del HNO3 se gastaron 9.5ml de Na2CO3

C1=9.5ml x1calml

=9.5cal

Considerando también, que después de la combustión quedaron 4.8 cm de alambre de ignición:

C2=(10−4.8)cm x2.3 cal

cm=11.96 cal



Sea la reacción de combustión:

C6 H 5 COOH (s) + 152

O2 (g)→ 7 CO2 (g) + 3 H 2O (l ¿

Dato: Calor de combustión del Ácido benzoico a 25 ℃: ∆ H 0 = -771 200 cal/mol (FUENTE: Pag. 152 MARÓN Y

PRUTTON,” fundamentos de fisicoquímica”)

∆ n=7−152

=−0.5moles

T 1=75.8℉=24.33℃=297.33K T 2=77℉=25℃=298K Aplicamos la siguiente fórmula para hallar el calor de combustión a 297.25K :

∆ HT 2 = ∆ HT 1+ ∫T 1

T 2

∆ Cp dt

Tabla N° 8.4: Datos necesarios:

Sustancia T(min) K

T(max) K

Cp( Jmol . k

)

C6 H 5 COOH (s)

100 396 5.773+5.5931×10−1×T−2.2217×10−4× T2

CO2 (g) 50 5000 27.437+4.2315×10−2×T−1.9555×10−5× T 2+3.9968×10−9×T 3−2.9872×10−13×T 4

H 2O (l ¿ 273 615 92.053−3.9953×10−2×T−2.1103×10−4× T2+5.3469×10−7× T3

O2 (g) 50 1500 29.526−8.8999×10−3×T +3.8083×10−5× T2−3.2629×10−8×T 3+8.8607×10−12×T 4

(FUENTE: CHEMICAL PROPERTIES HANDBOOK – CARL L.YAWS)

∆ Cp=Cp ( productos )−Cp(reactivos)∆ Cp=84.191−5.48048×10−1× T−4.6498×10−5× T2+5.71316×10−7× T3−9.15942×10−12× T 4

∫297.33

298

∆Cp dt=−50.493435 Jmol

×cal

4.184J=−12.068220 cal

mol

−771200cal /mol=¿ ∆ HT 1 −12.068220cal /mol ∆ HT 1=−771187.9318cal /mol

∆ HT 1=¿ −771187.9318 cal /mol×(molC7H 6O 2

122.123gC7H 6O 2 )

∆ HT 1=−6314.8459cal / g ∆ HT 1=−6314.8459cal / g× 0.9682 g=−6114.0338 cal (calor total

producido durante la combustión ) ∆ HT 1=∆ ET 1+∆ ngRT

∆ ET 1=−6114.0338 – (−0.5 )1.987 (297.33 )=−5818.636445cal



∆ ET 1=−5818.636445cal /0.9682 g=−6009.74638cal /gC 7H 6O 2

C=

(0.9682gC7H 6O 2 )(−6009.74638 calgC 7H 6O 2 )+9.5 cal+11.96cal

3.86651℉ C=−1510.430453cal /℉

6.2. Para la determinación del calor de combustión de la azúcar blanca refinada:

a) Trazar una gráfica de temperatura “T” vs. “t”.

Grafica 8.2: Temperatura vs. Tiempo acumulado debido a la combustión de una substancia

b) Conocida la constante calorífica del calorímetro, usamos nuevamente la ec. (8.11) para el cálculo del calor de combustión de la azúcar blanca refinada.

d) El incremento de temperatura corregido ∆ Tcorr se determina aplicando nuevamente:

∆ Tcorr ¿(Tc – Ta)– r 1(b – a)−r 2(c−b) (8.10) Ta=72.2℉ a=6.5min

Para hallar Tc trazamos dos tangentes en la curva de la Grafica 8.2, luego; trazamos una recta por la intersección y lo proyectamos hacia la curva. El punto que corta al a curva toma el valor de Tc. Este punto es 75.2℉, luego:

Tc=75.2℉


0 100 200 300 400 500 600 700 800 90066

68

70

72

74

76

78

80

Grafica 8.2: t vs. T

tiempo (seg)

Tem

pera

tura

(T)


De los datos experimentales de la tabla 8.2 tenemos : c=480 seg=8min Tb=ta+60% [ tc−ta ]=72.2℉+60% (75.2−72.2 )=74℉ Para calcular a cuántos minutos equivaleTb , hacemos una interpolación:

74.45−74(74−73.4)

=450−xx−420

; x=437.1428 seg=7.29min

b=7.29min Calculamos r 1 yr 2:

r 1=Ta−T ( inicial)

∆ t ¿ 72.2℉−71.6℉

6.5min=0.09230℉ /min

Temperatura final equivale a: f =13min=780 seg=8+5min (tiempo deagitacion final)

De los datos experimentales de la tabla 8.2 tenemos para 780 seg una temperatura correspondiente de: Tf =78.95℉

r 2=¿ Tf −Tc

∆ t=¿

78.95℉−75.2℉5min

¿0.75℉ /min

∆ Tcorr ¿ (75.2– 72.2 ) –0.09230 (7.29 –6.5 )−0.75(8.00−7.29) ∆ t corr=2.394583℉c) El calor de combustión a volumen constante de la azúcar blanca refinada se

determina despejando ∆ Em de la ecuación (8.11):

∆ Em=C ∆Tcorr−C 1−C2m

…….. (8.12)

En la que “ ∆ E” es el calor de combustión de la azúcar blanca refinada en

cal . gr−1, “m” la masa de la muestra en gr, “C1” corrección por el calor de

formación de ácido nítrico en cal, “C2” la corrección por calor de combustión de fusible en cal.

Considerando que durante la titulación del HNO3 se gastaron 9.5ml de Na2CO3:

C1=5.4ml x1calml

=5.4cal

Considerando también, que después de la combustión quedaron 6cm de alambre de ignición:

C2=(10−6)cm x2.3cal

cm=9.2cal

Reemplazamos datos en la ec. (8.12):

∆ Em=−1510.430453×2.394583−5.4−9.20.9949

∆ Em=−3650.0664 cal /g



Convertimos el calor de combustión hallado en cal/mol para poder compararlo el valor dado en la literatura a las mismas condiciones (condiciones estándar). Este valor corresponde a 72.2℉

∆ Em=−3650.0664calg

×342.297gC12H 22O11

1mol¿−1249406.779cal /mol

Sea la reacción de combustión:C12 H 22 O11(s) + 12O2(g)→12CO2(g)+11H 2O(l)

Dato: Calor de combustión de la sacarosa a 25 ℃: ∆ H 0 = -1348900 cal/mol (FUENTE: Pág. 152 MARÓN Y

PRUTTON,” fundamentos de fisicoquímica”) T 1=72.2℉=22.33℃=295.33K T 2=77℉=25℃=298K Aplicamos la siguiente fórmula para hallar el calor de combustión a 295.33K :

∆ HT 2 = ∆ HT 1+ ∫T 1

T 2

∆ Cp dt

Pero como no se tiene datos de Cp=f (T ) para la sacarosa, consideraremos el Calor de combustión de la sacarosa a 25℃, para hacer una aproximación del porcentaje de error:

∆ HT 1=∆ ET 1+∆ ngRT

∆ n=0moles

∆ HT 1=∆ ET 1=−1249406.779cal /mol

Determinación del porcentaje de error:

% error :(−1249406.779−(−1348900)1348900 )=7.36% (error porexceso )

7. Resultados: En los resultados se muestran en la siguiente tabla:

Tabla N° 8.4: Resultados



Constante calórica del Calorímetro Parr con bomba de oxígeno.(cal /℉ )

Calor de combustión de la sacarosa (valor teórico) (cal /mol ¿

Calor de combustión de la sacarosa (valor experimental)

(cal /mol)

Porcentaje de error

C=−1510.430 −1348900 −1249406.779 7.36% (error por exceso )

8. Conclusiones: Se ha obtenido un valor experimental para el calor de combustión de

la sacarosa de −1249406.779 cal /mol respecto a un valor teórico de −1348900cal /mol , con porcentaje de error por exceso de 7.36%.

A 24.12℃ y 75.2cmHg se ha obtenido un valor experimental para la Constante calórica del Calorímetro Parr con bomba de oxígeno con un valor respectivo de −1510.430cal /℉

DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUIMICO



1. Objetivo

Determinar en base a mediciones experimentales la constante de equilibrio de una reacción química en fase liquida


A presión y temperatura dadas para una reacción del tipo:αA +βB +… үC +δD + …

La constante de equilibrio químico,K , en el sentido de formación de los productos,C, D,etc., se expresa:

K=аCү аDδ

аAα аBβ …(1)

donde: aA, aB, aC, aD: Actividades de las especies químicas del sistema reaccionante. –α, β, ү, δ: Coeficientes estequiometricos.

Para una mezcla reaccionante en fase liquida:ai = үi Ci…… (.2)үi: Coeficiente de actividad. Ci: Concentración del componente i.

S i l a reacc ión se l l eva a cabo en fase l i qu ida y a cond ic iones idea les , үi’ s = 1 , a s í l a ecuación (1) se transforma:

K c=Ccү CDδ

CAα CBβ …(3)

Donde:Kc: La constante de equilibrio basada en las concentraciones; CA, CB, CC,CD, etc., son las concentraciones de las especies químicas después de alcanzar el equilibrio de la reacción.

•La constante de equilibrio se relaciona con la temperatura en la forma:

dlnK=∆ H º dT

R T 2 … (4)

la cual integrando con constante de integración considerando constante Δ Hº,resulta:



Ln K = ∆ H º dT

RT… + c … (5)

Donde:ΔHº: Calor molar de reacción estándar a P constante.-T: la temperatura absoluta. c: constante de integración.

Analizando la ecuación (5), si la reacción es exotérmica al aumentar la temperatura la contante de equilibrio “K” disminuye, y viceversa. Si la reacción es endotérmica al aumentar la temperatura “K” aumenta, y viceversaLa esterificación del ácido acético (HAc) en la fase liquida cuando se lleva a cabo a temperatura ambiente, es una reacción lenta y en estas condiciones se comporta como un sistema ideal, por lo que la constante de equilibrio puede determinarse usando la ecuación (3). La reacción tiene lugar en presencia de un catalizador que es el HCl 3N, y para esta reacción ΔH =0, por consiguienteKc es constante con la temperatura. El catalizador reduce el tiempo para alcanzar el equilibrio, sin embargo altera el valor de la constante de equilibrio en soluciones acidas acuosas Kc > 4


Gases: Aire y Oxigeno Acido acético Etanol H2O destilada Acetato de etilo HCl 3N NaOH 0.5N Fenolftaleína frascos de vidrio tapa esmerilada Buretas Pipetas Vasos de precipitación Equipo de agitación magnética Soporte Pinzas. Termómetro Cronómetro Embudo



4. Procedimiento

Instalar el equipo a utilizar como se muestra en la siguiente Fig.1



En los f rascos de v id r io de tapa esmer i lada p rev iamente l imp ios , y usando e l equ ipo respectivo preparar las siguientes mezclas (10mL c/u):

MEZCLA HAc C2H5OH HCl H2o CH3COOH2H5

1 5 5

2 5 2 3

3 5 3 2

4 1 4 5

5 2 3 5

6 3 2 5

7 4 1 5

8 1 5 4

9 1 5 4

10 1 5 4

Taponar bien dichos frascos y dejar reposar por el lapso de 1 semana. Determinar la acidez en cada mezcla titulando con NaOH 0.5 N usando fenolftaleína como indicador


La reacción se lleva a cabo en sentido de la esterificación del ácido acético a la formación de acetato de etilo.

CH 3COOH +C2H 5OH HCl→

CH3COO C2 H 5+H 2O

Vg= 45.2 ml Titulacion

#Moles Totales = N NaOH xVg

1000=0.5015∗45.2

1000=¿0.022678 moles

#Moles de HCL Puro = NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3

gHCl=0.27875 de HCl puro

#Moles de Acido Acético (HAc)= 0.022 moles


MUESTRA N°1:


#Moles de Alcohol Etílico (C2H 5OH )= #Moles de Acido Acético (HAc)

C2H 5OH=0.022

#Moles de Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5)=

ρAE=0.901g /ml V= 2.5 ml m= 2.2525 g AE

#Moles de Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5)= 0.0255965-0.022 = 0.00359

#Moles de H 2O

ρHCl (3N )=¿ 1.063 gr/ml

g HCl(3N) = 2.65 g

g H 2O= g HCl(3N) – g HCl puro= 2.65-0.27875g H 2O= 2.37625 gρ H2O=0.98g/ml

#Moles de H 2O =0.132 moles

#Moles de H 2O =0.132-0.022= 0.11 moles de H 2O

Constante de Equilibrio:

KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.00359 ] [0.11]

[0.022 ] [0.22 ]=0.816

1/KC=1

0.816=1.226

Vg = 37.5 Titulación

# Moles Totales = N NaOH xVg

1000 = 0.5015∗37.5

1000=0.01880625 moles totales.

# Moles de HCl = NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3


MUESTRA N°2:


#Moles de Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5)=ρ x VW

=0.901x 1.539.063

= 0.01536 moles.

#Moles de Ácido Acético (HAc) = 0.01886 – 0.075 = 0.01136 moles.

#Moles de Alcohol Etílico (C2H 5OH )= 0.01131 moles.

#Moles de H2O en equilibrio= 0.2437-0.01131= 0.22999 moles.


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.01536 ] [0.2291 ]

[0.01137 ] [0.01131 ]=27.3649

1/KC=1

27.3649=0.03654

Vg =31.6 ml

# Moles Totales= N NaOH xVg

1000 = 0.5015∗31.6

1000=0.01554 moles totales.

#Moles de Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5)=0.901x 188

=0.01024 moles

#Moles de HCl = NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3 moles

#Moles Ácido Acético (HAc) = 0.01544-0.0075 =0.00834 moles


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.0536 ] [0.25 ][0.012 ] [0.42 ]

=4.2545

1/KC=1

4.2545=0.51254


MUESTRA N°3:


Vg= 21.5 ml

#Moles totales= N NaOH xVg

1000 = 0.5015∗21.5

1000=0.01078 moles totales

#Moles de HCl= NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3 moles

#Moles de HAc = # moles totales – # moles HCl

= 0.01078-0.0075

#Moles HAc(que queda)=0.0033 moles

#Moles HAc (iniciales) = 1.049∗0.5

74=0.0070878moles=0.5245 gr .

#Moles deAcetato de etilo (CH 3COO C2H 5)= 0.0070878-00033= 0.0037878 moles

# moles de H2O=

En equilibrio= 0.0037878 + 2.5∗0.9818

= 0.0037878 + 0.13611 = 0.139898 moles

#MolesAlcohol Etílico (C2H 5OH ¿:

En el Equilibrio: 2 x 0.805 x 96100

−0.5245=¿ 1.5456 – 0.5245 =

1.021146

=0.022198moles


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.0037878 ] [0.1399 ]

[0.033 ] [0.022198 ]=0.72340

1/KC=1

0.72340=1.3824 x 10−5


MUESTRA N°4:


Vg = 34 ml

#Moles totales (NaOH puro)= N NaOH xVg

1000 = 0.5015∗341000

=0.017051 moles totales

#Moles De HCl = NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3 moles

#Moles de Ácido Acético (HAc)= # moles de NaOH puro – # moles HCl

= 0.017051 – 0.0075= 0.009551 moles

1.049∗174

=0.00141756moles

# Moles de H2O = Agua inicial – Agua en equilibrio

ρ HCl=1.063gr/ml M HCl=2.5ml∗1.063 gr/ml = 2.6575

HCl puro = 0.0075 x 38.5 = 0.28875

H2O puro = 2.38375 2.3837518

=0.1324moles

ρ H2O=2∗0.98+2.3837= 4.343718

=0.2413moles de H 2O

En el Equilibrio = 0.2413-0.1131 = 0.2299 moles

#Moles Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5 ¿= 0.0141756-0.009551= 0.004624 moles

#MolesAlcohol Etílico (C2H 5OH ¿= 0.004624 moles gastado

En el Equilibrio = 1.5∗0.80596

100−0.004624=0.023957


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.004624 ] [0.22999 ]

[0.009551 ] [0.023957 ]=4.65

1/KC=14.65

=0.2151


MUESTRA N°5:


Vg= 56.3 ml


1000 = 0.5015∗56.3


#Moles De HCl= NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3 moles

V HCl gastado = 0.0075*36 = 0.27

#Moles de Ácido Acético (HAc ¿= # NaOH puro – # Moles de HCl

= 0.0282-0.0075

= 0.0207

# Moles de H2O= agua inicia – agua en equilibrio

M HCl = 2.5 ml * 1.063 g/ml = 2.6575 g= masa ρ HCl=1.063gr/ml

HCl puro = 0.0075 moles * 36.5 = 0.27375 g HCl puro H2O puro =2.38375 g/18= 0.132 moles de H2O puro


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.001236 ] [0.1695 ][0.0712 ] [0.02651 ]

=1.8957

1/ KC=1

1.8957=0.014512

Vg =69.7 ml


1000 = 0.5015∗69.7



MUESTRA N°7:

MUESTRA N°6:


#Moles De HCl= NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3 moles

V HCl gastado = 0.0075*36 = 0.27

#Moles de Ácido Acético (HAc ¿ = # NaOH puro – # Moles de HCl

= 0.034 – 0.0075

= 0.0265 moles

# Moles de H2O= agua inicia – agua en equilibrio

M HCl = 2.5 ml * 1.063 g/ml = 2.6575 g ρ HCl=1.063gr/ml


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.0034577 ] [0.445 ]

[0.031 ] [0.02565 ]=4.25412

1/KC=1

4.25412=0.001244

Vg= 45.2 ml Titulacion

#Moles Totales = N NaOH xVg

1000=0.5015∗45.2

1000=¿0.022678 moles

#Moles de HCL Puro = NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3

gHCl=0.27875 de HCl puro

#Moles de Acido Acético (HAc)= 0.022 moles

#Moles de Alcohol Etílico (C2H 5OH )= #Moles de Acido Acético (HAc)

C2H 5OH=0.022

#Moles de Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5)=

ρAE=0.901g /ml V= 2.5 ml


MUESTRA N°8:


m= 2.2525 g AE #Moles de Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5)= 0.0255965-0.022 = 0.00359

#Moles de H 2O

ρHCl (3N )=¿ 1.063 gr/ml

g HCl(3N) = 2.65 g

g H 2O= g HCl(3N) – g HCl puro= 2.65-0.27875g H 2O= 2.37625 gρ H2O=0.98g/ml

#Moles de H 2O =0.132 moles

#Moles de H 2O =0.132-0.022= 0.11 moles de H 2O


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[0.00359 ] [0.11]

[0.022 ] [0.22 ]=6.21561

1/KC=1

6.21561=0.032445

Vg= 32.3 ml


1000 = 0.5015∗32.3


#Moles De HCl= NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3 moles

#MolesAlcohol Etílico (C2H 5OH ¿ =

N=10∗0.78∗9646

∗3=0.4873


MUESTRA N°9:


Moles de (C2H 5OH ¿= 0.4873∗0.51000

=0.00024415moles

#Moles Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5 ¿=

# moles totales = # moles C2H 5OH + # moles de HCl + #moles de CH 3COO C2H 5

#moles de CH 3COO C2H 5= 0.0162-0.00024-0.0075 =0.00846 moles

[CH 3COO C2H 5 ]= 1000*0.00846/2

= 4.23 moles


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[4.23 ] [0.56 ]

[0.1628 ] [0.2441 ]=59.6082

1/ KC=1

59.6082=0.016776

Vg= 32.3 ml


1000 = 0.5015∗32.3


#Moles De HCl= NHCl

1000x2.5= 3

1000x2.5=7.5 x10−3 moles

#MolesAlcohol Etílico (C2H 5OH ¿ =

N=10∗0.78∗9646

∗3=0.4873

Moles de (C2H 5OH ¿= 0.4873∗0.51000

=0.00024415moles

#Moles Acetato de etilo (CH 3COO C2H 5 ¿=


MUESTRA N°10:


# moles totales = # moles C2H 5OH + # moles de HCl + #moles de CH 3COO C2H 5

#moles de CH 3COO C2H 5 = 0.0162-0.00024-0.0075 = 0.0846

[CH 3COO C2H 5 ]= 1000*0.00846/2

= 4.23 moles


KC=[ AE ] [ A ][ Ac ] [ E ]

KC=[4.23 ] [0.56 ]

[0.1628 ] [0.2441 ]=59.6082

1/KC=1

59.6082=0.016776

6. Conclusiones

La constante de equilibro es directamente proporcional al producto de los productos e inversamente proporcional al producto de los reactantes en el equilibrio a determinada presión y temperatura.

El Kc cambia con la presión y la temperatura.


trabajo completo de qf

Documents