Informe Laboratorio Fisicoquimica Ambiental

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente – ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental – IA Curso: Fisicoquímica Ambiental – FA Director: Jairo Granados INFORME DE LABORATORIO PRÁCTICA 1 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm)

INTEGRANTES DEL GRUPO Tutor de laboratorio

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Wendy Lorainy Vélez Jan Carlos Lagos Baquero Juan Carlos Martínez Blanchar

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Jairo Granados Moreno

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TUTOR: JOSE MAURICIO PEREZ ROYERO

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de ciencias agrícolas, pecuarias y del medio ambiente Programa: ingeniería ambiental

CEAD VALLEDUPAR NOVIEMBRE 2014

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente – ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental – IA Curso: Fisicoquímica Ambiental – FA Director: Jairo Granados INFORME DE LABORATORIO

RESUMEN En este trabajo se determinaron las propiedades termodinámicas de una solución acuosa, para esto se determinaron las entalpías molares de disolución, y los volúmenes molares aparentes, en función de la concentración y la temperatura, con el objetivo de estudiar el comportamiento de este tipo de solutos, el efecto de estos sobre la estructura del agua y para contribuir a la elucidación del tipo de interacciones que ocurren en solución.

PALABRAS CLAVES: Calorímetro, Dewar, entalpía, entropía, calórica, molar.

INTRODUCCIÓN Las entalpías de dilución y disolución, junto con la capacidad calorífica, constituyen la principal fuente de indagación acerca de las pertenencias térmicas de las disoluciones. En el caso de un soluto sólido, como son las sales complejas de cobalto que se estudian en el laboratorio, la entalpía de disolución es fácil de medir, pero los resultados experimentales que se obtienen son de poca utilidad, porque dependen en gran medida del estado de la muestra sólida antes del proceso de disolución más que de las propiedades de la disolución formada. El cambio entálpico en un sistema es igual al calor ganado o perdido por el sistema a una presión constante, en un proceso de solución donde se absorbe energía, el valor de la entalpía de Solución, es positivo (endotérmico), mientras que si se libera energía, el valor de es negativo (exotérmico). La calorimetría se basa en dos leyes, la ley de la conservación de la energía y la ley de transferencia de calor. Es una técnica que permite estudiar sistemas tales como líquidolíquido o líquido-sólido, llevando a determinar propiedades como entalpías de solución, dilución, mezcla, reacción, formación y entalpías de exceso


1.

FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA 1.1 MAPA CONCEPTUAL


1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL

2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1.

LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS UTILIZADOS EN LA PRACTICA

Materiales Calorímetro (vaso Dewar, termo o recipiente de icopor) Beaker (vaso de precipitado) Probeta graduada de 100 ml Vidrio reloj Varilla de vidrio

2.2.

Equipos Balanza analítica Termómetro

LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS EN LA PRACTICA REACTIVO (NOMBRE)

FORMULA MOLECULAR

CONCENTRACIÓN

Agua ambiente

H2O

100 ml

Agua caliente

H2O

200 ml

Agua destilada

H2O

200 ml

Agua industrial (pozo)

H2O

100 ml

Hidróxido de sodio en lentejas

NaOH

2,056 g


3.1.

3. PROCEDIMIENTOS Flujo grama general de los procedimientos desarrollados.

3.1.1.

TABLAS DE DATOS

Tabla 1. Calibración del calorímetro o vaso Dewar

Temperatura (°C)

Sustancia T

T1

T0

Teq

Agua(ambiente)

29.1

25

27

28

Agua Caliente

80

60

52

52

Mezcla

54

54

52

39.9

Calorímetro 3.1.2.

mc = 6,5997

ECUACIONES DE CÁLCULO

1. Calibración del calorímetro o vaso Dewar

Q calorímetro= C.ΔT = C (T2-T1) y Qsn= msnCsn ΔT Encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro. Con base en la


ecuación de balance de calor: 

T Agua Ambiente



T1 Agua Caliente

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

Con base en la ecuación de balance de calor:

Dónde: Es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura ambiente Es el calor desprendido por efecto de la disolucion del NaOH Se tiene que: (

)

(

)

(

)

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


Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C

3.2.

Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuario, etc. 3.2.1. Procedimiento:

Lavar y secar el vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como: mc

En un beaker calentar 100mL de agua destilada, hasta alcanzar 80°C (T1)

Alistar100mL De la muestra de agua industrial, pecuaria ó agrícola, etc, en otro

Después de transcurrido este tiempo, agregar los 100mL de agua que están a

beaker, medir su temperatura (T) y adicionar la alcalorímetro ó vaso Dewar, taparlo y

80°C, tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la mezcla

tomar lecturas de la temperatura del agua cada minuto, durante 5 minutos, hasta que

cada minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio, permanece

permanezca constante, registrar como T0.

constante; registrar este último valor como: Teq


3.2.2. TABLAS DE DATOS Tabla 2. Calor especifico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuario, etc.

Temperatura °C

SUSTANCIA T Agua pozo

T1

29

Agua caliente

T0 30.7

80

Mezcla Calorímetro

Teq

48 mC 6.5997 gr

3.2.3. ECUACIONES DE CÁLCULOS: 1.

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

Encontrar la densidad de las masas utilizadas en las mezclas teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar así: m1para el agua a temperatura ambiente (T) y m2para el agua caliente (T1) Tenemos que:

Tenemos que

Entonces m1=

Con base en la ecuación de balance de calor


Se tiene que: (

)

(

)

(

)

Donde Cm es la capacidad calorífica de la muestra de agua analizada De esta expresión se debe despejar Cm y luego reemplazar los datos obtenidos.

Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C

3.3.    



Entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio en agua 3.3.1. Procedimiento Alistar el calorímetro, lavar y secar Pesar exactamente en un vidrio reloj 2 g de NaOH (anotar como m NaOH), medir su temperatura: T1 Adicionar 200 ml de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos Después de transcurrido este tiempo, agregar el NaOH rápidamente al calorímetro utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 10 min, verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo constante; registrar este último valor como: Teq, en su tabla de datos Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro


3.3.2. TABLA DE DATOS Tabla 3. Entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio en agua

Temperatura °C SUSTANCIA T1

T0

Agua ambiente

27.3

29

NaOH

27.9

27.9

T

Disolución Calorímetro

Teq

29.0 Mc = 8.63

3.3.3. ECUACIONES DE CALCULOS 1. A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:

Encontrar la densidad de las masas utilizadas en las mezclas teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar así: m1para el agua a temperatura ambiente (T) y m2para el agua caliente (T1) Tenemos que:

Tenemos que

 m1 agua ambiente


 m2 NaOH

2. Con base en la ecuación de balance de calor

Se tiene que:

(

)

(

)

3. Teniendo en cuenta el valor hallado de y el número de moles de hidróxido de sodio adicionado al colorímetro, calcular la entalpia molar de disolución, así:

4. Calcular la molaridad (M) de la disolución estudiada.

5. Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de la mezcla, según la ecuación:


3.4.

TABLA DE RESULTADOS Material Calorímetro NaOH

C 5.057 1114.9

Indicadores M Δ𝖧sn 0.4112

596.15

ΔSm 4.734 j

3.5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS Aunque como sabemos a temperatura y presión constante, el volumen y el número de moles es directamente proporcional; sin embargo, la reacción 3 de la 1 practica aunque se manejó el hidróxido de sodio, la temperatura inicial no vario lo suficiente para llevar acabo su equilibrio de constante. En los primeros experimentos 2 y 3 se presentó un disminución de volumen con la constante de equilibrio, sin embargo no fue proporcional, mientras en el 1 el punto máximo de 80ºC el cual se dejó someter el agua, aumento los resultados de concentración, variando la temperatura a equilibrio máximos de concentración. Teniendo en cuenta que esta práctica sometía el procedimiento y cálculos del calorímetro podemos apreciar una disolución de agua en cuanto a su concentración y constante de equilibrio natural.


4. CONCLUSIONES La entalpía de un sistema termodinámico expresa los cambios térmicos a presión constante y mide el contenido calorífico del mismo. La calorimetría es una técnica de análisis térmico que permite medir los cambios energéticos de una sustancia en presencia de un material de referencia. El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado. Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpía. Además es importante decir que el calor nunca se pierde, ni se destruye, lo que avala la primera ley de la termodinámica, explícitamente se concluye que el calor siempre será aprovechado o por el entorno o por el sistema, en consecuencia cuando se mide la entalpia a presión constante y da un valor negativo significa que cedió calor al entorno, por el contrario si es positivo absorbe calor.


5. CUESTIONARIO 1) Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.

Tipos de calorímetro       

Calorímetro de presión constante. Bomba o calorímetro de volumen constante Calorimetría de exploración diferencial Calorímetro de carga seca Microcalorímetro Calorímetro de flujo. Calorímetro de Lavoisier. 2) ¿Qué significa calor diferencial de una solución?

Calor diferencial de una solución es cuando se absorbe el calor debido a que una mol de solido se disuelve en una solución que se encuentra saturada. 3) ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?

Síntesis orgánica, manufactura de resinas sintéticas, acelerador en reacciones de sulfuración, agente antibacterial en diferentes tipos de desinfectantes farmacéuticos, y como antiséptico urinario, entre otras, también en aplicaciones farmacéuticas como Urotropina o tetrametilentetraamina. 4) ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+aq y Cl-aq en el proceso de disolución?

Lo que se genera es que estos dos reactivos son importantes para determinar las bases y ácidos (sales), el cual, ayudan a concentrar los iones del agua en sus diferentes etapas de entalpia. 5) Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH sólido en 250 ml, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.

Calor cedido por el NaOH = calor absorbido por el agua Calor absorbido por el agua = masa de agua * calor específico del agua * incremento de temperatura del agua Datos adicionales:  Densidad del agua = 1 g/mL, con lo que los 250 mL = 250 mL * (1 g / 1 mL) = 250 g agua. Calor específico del agua = 1 cal/(g * ºC)


En definitiva: Calor absorbido por el agua = 250 g * 1 cal/(g * ºC) * 1.24 ºC = 310 cal . Este es el calor producido por la disolución de 1.2 g de NaOH. El calor de disolución del NaOH será: Q = 310 cal / 1.2 g = 258.3 cal/g <--- Resultado Y si lo quieres dar en unidades de S.I. (1 cal = 4.186 J): Q = 258.3 cal/g * (4.186 J / 1 cal) = 1081 J/g <--- Resultado La entalpía molar de disolución (Hd) es el calor de disolución pero referido a 1 mol. Como el Pm (NaOH) = 40 g/mol la cantidad anterior la puedes expresar en cal/mol: Qm = 258.3 cal/g * (40 g / 1 mol) = 10332 cal/mol = 10332 cal/mol * (4.186 J / 1 cal) = = 43250 J/mol (= 43.25 kJ/mol).


5. BIBLIOGRAFIA 

Parker, V.B., Thermal Properties of Aqueous Univalent Electrolytes, Natl. Bureau Standards Ref. Data Series 2, U.S. Government Printing Office, Washington D.C. (1965).[ Links ]



Cerar, J. y J. Skerjanc, Water-soluble fullerenes. 2. Sodium Fullerene hexamalonate ThC66 (COONa) 12, a highly asymmetric electrolyte, J. Phys. Chem. B: 104,727-730 (2000). [ Links ]



Jairo Enrique Granados Moreno, Universidad Nacional Abierta y a Distancia (UNAD), Ingeniería ambiental 358115, director Nacional 2011. {modulo}.



Granados J., (1999), Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, (UNAD), facultad de ciencias agrarias, segunda edición. Bogotá D C.

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente – ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental – IA Curso: Fisicoquímica Ambiental – FA Director: Jairo Granados INFORME DE LABORATORIO PRÁCTICA 2 DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES


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RESUMEN La constante universal de los gases relaciona varias funciones de estado, dentro de las cuales se encuentran la energía, la temperatura y la cantidad de moles de un gas. Este valor constante es utilizado en la ecuación de estado de los gases ideales, que combina las leyes de Avogadro, de Gay Lussac y la ley de Charles, la primera indica que en condiciones de presión y temperatura constantes, el volumen de un gas está relacionado directamente con el número de moles de dicho gas, la segunda dice que si se mantiene constante el volumen y el número de moles de un gas, un aumento de temperatura causará un aumento en la presión. De la misma manera, un descenso de temperatura es responsable de un descenso en la presión de dicho gas y la última predice que en si se mantiene constante la presión de un gas, un aumento en la temperatura causará un aumento en el volumen del gas. El objetivo de esta práctica fue determinar la constante universal de un gas, recolectando gas carbónico a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y el carbonato de calcio con el fin de establecer la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido en condiciones de P y T constantes

PALABRAS CLAVES: Constante universal de los gases, gases, temperatura, volumen molar, ley de Boyle, Ley De Gay-Lussac.

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


INTRODUCCIÓN Durante el desarrollo de esta práctica se pretendía recolectar gas carbónico partir de una reacción generada entre el ácido clorhídrico y el carbonato de calcio, de igual forma poder establecer la relación que existe entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido en unas P y T constantes y por ultimo poder determinar por un método gráfico y estadístico la constante R de los gases, a partir de la pendiente de la recta de V contra n. Todo esto se logró a partir de las propiedades que tiene los gases esto debido a que se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene, para este caso la probeta, se dejan comprimir fácilmente, se difunden fácilmente. Gracias a esto es que podemos descubrir que el estado gaseoso es un estado disperso de la materia, porque permite que las moléculas del gas que están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas, por lo que tenemos que el volumen ocupado por el gas ( V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles ( n)


1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

1.1

CONCEPTOS

CONCEPTOS

Atmósfera

Mezcla

TCM

Temperatura

Gases

Leyes empíricas

Sistema Termodinámico

Avogadro

Ecuación de estado

Ideales

Reales

Presión

Energía Cinético Molecular

Van Der Waals

PV= Nrt

Constante universal de los gases

Charles y Gay Lussac

Boyle y Mariotte

MAPA CONCEPTUAL


1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL CONCEPTO

CONCEPTO

CONCEPTO

CONCEPTO

CaCO3

Energía Cinético Molecular

Ácido Clorhídrico

Cloruro de sodio

Temperaturas altas

Gas Carbónico

Gas ideal

Reacción Química

R=PV/nT

Carbonato cálcico

Presiones bajas

HCl

CO2

Mezcla de gases

NaCl

Atmósfera

Presiones altas

Temperaturas bajas

Ecuación de estado

Cuba hidroneumática

0,082L.atm/mol°K

Leyes empíricas

1,98cal/mol°K

Constante universal de los gases

2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1 LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS UTILIZADOS Tabla 1.lista de materiales y equipos utilizados en la práctica Materiales Balón de fondo plano con desprendimiento lateral Tapones de caucho horadados, manguera con acople de vidrio espátula metálica, probeta graduada de 500mL , beaker grande de 1 L, Tabla 2. Lista de reactivos a utilizar Reactivo Carbonato de calcio o bicarbonato de sodio Ácido clorhídrico Agua destilada

Equipos Balanza analítica termómetro

Fórmula CaCO3

Concentración

HCL H2O

2N

2.3 PROCEDIMIENTOS Tabla 3.Técnicas analíticas desarrolladas para las variables evaluadas VARIABLE (INDICADOR EVALUADA) TÉCNICA ANALÍTICA UTILIZADA V(mL) de Co2 Producido

Volumetría (gas producido en la reacción)


2.3.1 Protocolos de Muestras Analizadas COMPUESTO

Carbonato de Calcio

DESCRIPCION Es un compuesto químico de formula CaCOO3. Es una sustancia muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal en todas partes del mundo. Es el principal componente de conchas y esqueletos de muchos organismos o de las cascara de huevo

IMAGEN

Disolución acuosa del gas cloruro de Hidrogeno (HCl), Es muy corrosivo y acido. Ácido Clorhídrico Se emplea comúnmente como Reactivo químico y se trata de un ácido muy fuerte que se disocia completamente.

2.3.2 Flujo grama General de los Procedimientos Desarrollados que puede incluir:

Alistar el montaje

Llenar completamente la probeta con agua destilada e invertirla sobre el beakerque también contiene agua hasta más o menos ¾ partes de su volumen (se puedeutilizar también una cubeta de plástico). Es importante que no queden burbujas enel agua de la probeta y que ésta permanezca llena hasta el fondo de la misma.

Pesar cuidadosamente, sí es posible en balanza analítica , más ó menos : 0,1g ;0,2g ; 0,4g ;0,8g y 1,2 g de CaCO3

Desocupar el balón , lavarlo ,secarlo y adicionarle otros 200mL de HCl 2N

Agregar al balón nuevamente 0,2 g de CaCO3 (w2), realizar el mismo montaje quese explicó anteriormente y medir volumen (V 2) de CO2 y la temperatura (T2) deéste en la probeta.

Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente eltermómetro y medir la temperatura (T 1) del gas, registrar en la tabla de datos.

Repetir el procedimiento con las demás cantidades de CaCO3 y medir laosrespectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valores enla tabla de datos.

Adicionar 200mL de HCl 2N en el balón de fondo plano, luego agregar 0,1g deCaCO3 (w1), tapar, conectar inmediatamente la manguera y recolectar el CO2 mediante el desplazamiento del agua en la probeta. Cuando la reacción cese, entonces medir el volumen (1) de gas producido.


TABLAS DE DATOS Tabla 4: Volúmenes y temperaturas de CO2 obtenidos en las 2 experiencia Experimento Wcaco3(gr) VCO2(ml 1 0.1 5 2 0.2 8 3 0.4 14 4 0,8 30 5 1,2 72

T(°C) 26.1 26.2 26.2 26.7 26.8

3.1. CALCULOS: 

A partir de los gramos de adicionados y teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción, Calcular los moles de producidas en cada experiencia.

1. Como el peso atómico del CaCO3 = (40) (12) (48) = 100g/mol Tenemos que CO3 = (12) (16) (2) = 40g/mol 40g/mol * 0.1g/mol = 4 2. Como el peso atómico del CaCO3 = (40) (12) (48) = 100g/mol Tenemos que CO3 = (12) (16) (2) = 40g/mol 40g/mol * 0.2g/mol = 8 gr/mol 3. Como el peso atómico del CaCO3 = (40) (12) (48) = 100g/mol Tenemos que CO3 = (12) (16) (2) = 40g/mol 40g/mol * 0.4g/mol = 16 gr/mol 4. Como el peso atómico del CaCO3 = (40) (12) (48) = 100g/mol Tenemos que CO3 = (12) (16) (2) = 40g/mol 40g/mol * 0.8g/mol = 32 gr/mol 5. Como el peso atómico del CaCO3 = (40) (12) (48) = 100g/mol Tenemos que CO3 = (12) (16) (2) = 40g/mol 40g/mol * 1,2 g/mol = 48 gr/mol 

Consultar la presión atmosférica de la región, lo mismo que la presión de vapor del agua a temperatura trabajada, encontrar la presión del gas carbónico así;

La presión atmosférica de la ciudad de Valledupar es del orden 560 hpa, y la presión de vapor de agua para el mismo sitio a una temperatura de 28°C.


PCO2 =1024 hpa – 18,18hpa PCO2 =1005,82 hpa Como 1hpa =100 pa Entonces Luego 1at = 101325 pa 

Con base en las temperaturas medidas en cada experimento, sacar un promedio (T prom).



Completar la Siguiente Tabla:

Tabla 5: Resultados obtenidos en la obtención del gas carbónico Experimento

N Moles (CO2)

V CO2 ( ml)

T prom (K)

P CO2 (atm)

1

4

5

291

0.9927

2

8

8

291

0.9927

3

16

14

291

0.9927

4

32

30

291

0.9927

5

48

72

291

0.9927



Graficar el volumen contra números de moles de CO2


4.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Aunque como sabemos a temperatura y presión constante, el volumen y el número de moles es directamente proporcional; sin embargo, en la reacción cuarta (4) con 0,4 gramos el volumen de gas fue mayor que en el experimento cinco, lo que genera una hipótesis de errores humanos o de montaje en la práctica. En los tres primeros experimentos se presentó un aumento de volumen con el aumento de la concentración, sin embargo no fue proporcional. El error de cálculo de la constante universal de los gases dio un valor muy alto (78802%) y ésta situación se da por dos situaciones: la primera porque el gas carbónico no es un gas ideal y para esta práctica se tuvo en cuenta las ecuaciones de gases ideales; la segunda, por los errores en la toma de datos. La reacción entre el carbonato de calcio y el ácido clorhídrico es una reacción exotérmica, sin embargo la toma de la temperatura fue dispendiosa por el volumen de agua de la probeta, además hay que tener en cuenta que el gas antes de llegar a la probeta es lavado por el agua de la cuba. Así que en promedio experimental aumentó en 1,6°C con respecto a la temperatura que tenía el agua.


6. CONCLUSIONES Se puede observar que a mayor presión el también aumenta pero conserva la temperatura ya que es una constante. Se pudo realizar la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido en condiciones de P y T constantes ya que se tuvo muy en cuenta la ley de Avogadro con los debidos procesos. Se concluye que para poder realizar las conversiones necesarias acerca de las presiones atmosféricas y/o vapor de a gua se tuvo mucho cuidado ya que si no se realizaban dichas conversiones estaríamos generando un error de cálculo. La reacción entre el carbonato de calcio y el ácido clorhídrico es exotérmica. Los gases ideales, no se encuentran de manera fácil en la naturaleza, por lo general el aire es el que tiene características de gas ideal. Para garantizar la precisión y exactitud de los datos, es importante contar con las herramientas y practicas eficientes en el ejercicio del laboratorio, de lo contrario se presentan errores muy altos.


CUESTIONARIO 1. ¿Cuáles son los principales factores de error en este experimento?

El principal factor de error, es que se trabajó la temperatura como una constante sin tener en cuenta que al ser trabajada con muestras abiertas, la temperatura cambia ya que está es variable con el volumen de acuerdo a la ley de los gases ideales; también se debe tener en cuenta que la presión del CO2 con la que se trabajó únicamente depende de la presión atmosférica de la ciudad y de la presión del agua sin tener en cuenta que en el medio ambiente el CO2 es variable y que existen muchos otros gases que pueden estar afectando los resultados tales es el caso de los gases de efecto invernadero. Por otra parte solo se tomó un registro de presión de CO2 lo cual pude dar a lugar a resultados erróneos pues lo ideal es tomar varias muestras en diferentes tiempos y con ello obtener un promedio con el que se debería trabajar. 2. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real o no ideal?

En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals. Los gases reales se comportan muy similar a los gases reales la diferencia radica en el hecho de que en la relación volumen moles, hay un punto donde no se puede condensar más el gas y por ello puede aumentar la cantidad de materia pero el volumen no aumenta. A una presión y temperatura constante, un aumento en el número de moles (número de partículas) de un gas resulta en un incremento en su volumen (expansión). Se puede decir, entonces, que la relación entre volumen y número de moles, al igual que la relación entre temperatura y volumen, es directamente proporcional – a mayor número de moles, mayor volumen y viceversa. En un sistema que sufre un cambio de número de moles, el volumen inicial entre el número de moles inicial es igual al volumen final entre el número de moles final. Volumen Inicial / # Moles Inicial = Volumen Final / # Moles Final Vi/ ni= Vf / ni En la relación entre volumen y número de moles, es importante recordar el Principio de Avogadro, el cual sostiene que a una misma temperatura y presión, volúmenes iguales de todos los gases poseen el mismo número de partículas. De manera experimental, se ha determinado que en condiciones normales, a 1 atm y 0ºC, un mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 L. A1 atm y 0ºC (condiciones normales):


1mol de un gas = 22.4L 3. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gases reales o no ideales?

Ecuación General de Estado Los cuatro factores antes mencionados, presión, volumen, temperatura y número de moles, pueden relacionarse entre sí en una sola expresión matemática, llamada ecuación general de estado. En esta ecuación, se establecen las mismas relaciones – el volumen es inversamente proporcional a la presión y directamente proporcional a la temperatura y número de moles, así: PV = nRT, donde R es la constante de los gases y tiene un valor de 0.082 atm *L/mol* K. PV = nRT. 

Ecuación de estado de Van der Waals: [3]

Dónde: P= Presión del gas V= Volumen del gas n= Número de moles de gas R= Constante universal de los gases ideales T= Temperatura del gas a y b son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente. 

Ecuación de estado de Redlich-Kwong [4]

√ Donde R = constante de los gases (8.31451 J/mol°K) Introducida en 1949, la ecuación de Redlich-Kwong fue una mejora considerable sobre las otras ecuaciones de la época. Aún goza de bastante interés debido a su expresión relativamente simple. Aunque es mejor que la ecuación de Van der Waals, no da buenos resultados sobre la fase líquida y por ello no puede usarse para calcular precisamente los equilibrios líquido-vapor.


Sin embargo, puede usarse conjuntamente con expresiones concretas para la fase líquida en tal caso. La ecuación de Redlich-Kwong es adecuada para calcular las propiedades de la fase gaseosa cuando el cociente entre la presión y la presión crítica es menor que la mitad del cociente entre la temperatura y la temperatura crítica. 

Ecuación de estado de Benedict-Webb-Rubin [4]

Esta modelización realizada en 1940 especialmente para hidrocarburos livianos y las mezclas de los mismos también es denominada ecuación BWR. La modelización matemática BWR aproxima al comportamiento real de los gases cuando la densidad es menor que 2,5 veces la densidad reducida: siendo ρ ó δ la inversa del volumen específico ν de la ecuación. Es por eso que también se la puede encontrar de la siguiente forma: (



)

+

(

)

(

)

Ecuación de estado del Virial [4]

Aunque generalmente no es la ecuación de estado más conveniente, la ecuación del Virial es importante dado que puede ser obtenida directamente por mecánica estadística. Si se hacen las suposiciones apropiadas sobre la forma matemática de las fuerzas intermoleculares, se pueden desarrollar expresiones teóricas para cada uno de los coeficientes. En este caso B corresponde a interacciones entre pares de moléculas, C a grupos de tres, y así sucesivamente. Si comparamos la ley de Van der Waals con la ley de los gases ideales, cuando la presión de un gas no es demasiado alta los gases ideales no difieren mucho.


8. BIBLIOGRAFÍA Colombia, Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD. (2012). Modulo del curso Fisicoquímica. Bogotá: Autores. Tomado de: Educar – gases ideales. [En línea]. [Fecha de acceso 08 de Noviembre de 2012]. URL disponible http://www.amschool.edu.sv/paes/science/moles.htm. Levine Ira N. (1996) Fisicoquímica, Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio. Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C Castellan W., Fisicoquímica, (1987), Pearson Educación, México D.F, Segunda edición Granados J., (1999), Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, UNAD, facultad de ciencias agrarias, segunda edición. Bogotá D C

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente – ECAPMA Programa: Ingeniería Ambiental – IA Curso: Fisicoquímica Ambiental – FA Director: Jairo Granados INFORME DE LABORATORIO PRÁCTICA 3 CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO.


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RESUMEN La presenta practica se realiza con el fin de que el estudiante de ingeniería ambiental observe analice y estudie lo que sucede en las diferentes reacciones que sucede al descomponerse el tiosulfato de sodio en medio acido teniendo en cuenta que este es neutro con pH básico y neutro. PALABRAS CLAVES: HCl, Tiosulfato de sodio, cinética, reacción.

INTRODUCCIÓN El tiosulfato de sodio hace reacción con el HCl teniendo en cuenta esta ecuación. Cuando el ácido clorhídrico reacciona con el Tiosulfato pone en libertad el ácido tiosulfurico (H2S2O3), este se descompone en dióxido de azufre, agua y azufre este se precipita en la solución y produce opacamiento de la solución. De esta manera a través de la reducción de azufre se sigue la cinética de esta reacción.


1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA 1.1 MAPA CONCEPTUAL

2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1.

lista de materiales y equipos utilizados Materiales Equipos 5 Beaker de 80 ml 4 cronómetros Pipetas graduadas de 5 y 10 ml Termómetro Matraz de 1 L Baño termostatado o aparato de calentamiento (mechero, trípode, malla de asbesto) balanza

2.2.

Reactivos a utilizar Reactivo Tiosulfato de sodio Ácido clorhídrico Agua destilada

2.3.

Formula Na2s2o3 HCl H2O

Concentración 0,1 M 1N ―

PROCEDIMIENTOS



Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N y ácido clorhídrico 1N.



Lavar 4 Erlenmeyer pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y colocarlos luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Registrar este valor con el termómetro.



A partir de la solución de tiosulfato sódico, preparar soluciones 0,05 M;0,025 M y 0,0125M de la siguiente forma


[

Beaker

]

mL de Tiosulfato

mL agua destilada 0 5 7,5 8,75

1 2 3 4 

0,1 M 10 0,05 M 5 0,025 M 2,5 0,0125 M 1,25 Mezclar suavemente las soluciones anteriores.



Alistar el cronómetro en ceros y rápidamente agregar al beaker 1, 10 mililitros de HCl 1N.



Medir el tiempo (en minutos o segundos), que tarda la solución en opacarse totalmente.



Repetir el procedimiento anterior, pero colocando los Beaker en un baño de hielo. Registrar la temperatura (T2) y el tiempo.

3. TABLAS DE DATOS Tabla 3. Temperaturas de Na2S2O3 obtenidos en las 4 experiencias BEAKER [Na2S2O3] (M) TIEMPO (min) T1(°C) T2(°C) 1 0,1000 0,616 0,71 2 0,0500 0,817 1,03 3 0,0250 1,866 2,53 4 0,0125 3,63 6,6 3.1 CÁLCULOS 1. Para cada temperatura trabajada (T1 y T2 ), completar la siguiente tabla: Temperatura 1

T1(K )

[Na2S2O3] (M)

t(min)

301

0,1000

0.616

0.16

-1

301

0,0500

0.817

0.06

-1.3

-1.2

301

0,0250

1.866

0.01

-1.6

-1.9

301

0,0125

3.63

0.003

-1.9

-2.4

Log [Na2S2O3]

Log V -0.7


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

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

T1 Agua ambiente

M= 2,5 B= 1,3

 M= 2,5

T2 Agua ambiente


B= 1,3

4. Trazar las gráficas corregidas en una hoja milimetrada, indicando la ecuación respectiva de cada una

5. A partir de K1 y K2; T1 y T2, determinar la ENERGÍA DE ACTIVACIÓN en cal/mol; Kcal/mol y BTU/mol, lo mismo que el FACTOR DE FRECUENCIA (A) para esta reacción. (utilizar el método algebraico o gráfico de Arrhenius).


6. Trazar la gráfica de Log K contra 1/T y a partir del intercepto (b), encontrar el factor de frecuencia de Arrhenius (A=antilog (b)). Comparar este valor con el que obtuvo en 5. 7. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar.

3.2.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Se analiza que en la temperatura ambiente (T1) la velocidad de reacción es mucho más rápida que en la del agua a temperatura fría ya que a esta temperatura se observa que la velocidad de reacción fue más lenta y que al momento del experimento cuando necesitábamos que se opacara la solución se tardó más en opacarse en las cuatro soluciones que se encontraban a temperatura fría 14°C.


4. CONCLUSIONES La velocidad de reacción se observa cuando se presenta el opacamiento en la sustancia. Mediante el desarrollo de la práctica se observa variaciones en las distintas soluciones. Se observa la velocidad de reacción de las 4 soluciones en 4 tiempos diferentes y en dos temperaturas diferentes.


5. CUESTIONARIO 1) A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta?

La reacción ocurrió mas rápido a T = 28°C a temperatura ambiente debido a que fue la temperatura en la que se opacó más rápido los tiempos en esta reacción fueron muchos menos que los presentes en la solución con temperatura fría 14°C. 2) ¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)?

Se trabaja a esta concentración porque entre más grande sea la concentración del ácido más rápido se presentan los cambios y se empieza a notar y estudiar la velocidad de reacción. 3) ¿qué significados tienen los valores de la energía de activación, el valor de frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en este experimento?

 Energía de Activación: Esta provoca la efectividad de la reacción química, lo cual sucede cuando la temperatura aumenta se acelera la velocidad ya que se aumenta la energía cinética de las moléculas.  Frecuencia de Arrhenius: demuestra la influencia de la temperatura en la velocidad de una reacción química.  Periodo de vida media: Tiempo que gasta la concentración inicial del reactante A hasta disminuirse a la mitad ósea descomponerse el 50%. 4) Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel Ambiental?

La cinética química es importante en procesos de contaminación al medio ambiente para poder reducir la contaminación por medio de la cinética química es decir reducir el tiempo de la contaminación para así mismo reducir la contaminación en sí misma.


6. BIBLIOGRAFÍA GRANADOS Jairo Enrique, Protocolo de prácticas (2011)

Informe Laboratorio Fisicoquimica Ambiental

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