1

FISICOQUÍMICA ABIENTAL INFORME PRÁCTICAS DE LABORATORIO

PRESENTADO POR: AURORA PEÑA CASTAÑEDA

CC: 46.368.760 CORREO: apenacas@unad.edu.co

TUTOR VIRTUAL: ING. ÁNGEL DARÍO GONZÁLEZ EDINNSON DANIEL NARANJO

COD: 7.408.495 CORREO: ednaranjom@unad.edu.co

TUTOR VIRTUAL: ING. ÁNGEL DARÍO GONZÁLEZ ÁNGELA AIDÉ ALARCÓN ALARCÓN

COD: 46.383.137 CORREO: aaalarcona@unad.edu.co

TUTOR VIRTUAL: ING. ÁNGEL DARÍO GONZÁLEZ ERIKA NATALIA PEREZ BAYONA

COD: 1.057.594.417 CORREO: enperezb@unad.edu.co

TUTOR VIRTUAL: ING. ANDRES FELIPE MARTINEZ ADRIANA PAOLA CACERES CASTRO

COD: 1.057.587.278 CORREO: apcaceresc@unad.edu.co

TUTOR VIRTUAL: ING. ANDRES FELIPE MARTINEZ

CEAD: SOGAMOSO

ING. LIGIA GIANNINA BOLIVAR MEDINA TUTORA DE LA PRÁCTICA

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA - UNAD ESCUELA DE CIENCIAS AGRICOLAS, PECUARIAS Y DEL MEDIO AMBIENTE

PROGRAMA INGENIERÍA AMBIENTAL ABRIL DE 2015

2

PRACTICA 1 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPIA MOLAR DE DISOLUCIÓN (∆𝑯𝒔𝒏) Y

ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA ∆𝑺𝒎

RESUME: 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: Entalpía (H), cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su

entorno. El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión constante puede

relacionarse a la entalpía, es una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia.

Entropía (S), proceso de un sistema para volver a su estado inicial, solo que no es posible volver por

el mismo camino. Con el laboratorio 1: la entalpia molar de disolución de una mezcla como la

entropía, se permite tener conocimiento de los procesos del poder calorífico de una determinada

muestra, la temperatura y los sistemas en las propiedades donde permita o no un equilibrio térmico

en cuanto tenga en contacto con los otros sistemas. Según en los cuerpos la temperatura es superior

y en esta práctica podremos calcular la presencia de calor, por ende se dice que entre dos cuerpos

que se encuentran en estas condiciones existe un flujo de energía, a la que llamamos calor.

Con el desarrollo de la práctica se desea hallar la entalpía molar de disolución y entropía de una

mezcla binaria de Hidróxido de Sodio (NaOH) en agua, a partir de la determinación del calor

producido en la disolución lo cual es viable con base a los datos registrados en el calorímetro con los

cuales se debe realizar un balance de calor.

La entalpía es una propiedad extensiva que depende de la materia, definida como la cantidad de

energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno, mientras que la

entalpía molar se refiere al calor liberado por un mol de una sustancia a presión constante.

3

1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

1.1 MAPA CONCEPTUAL

1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL

TERMODINAMICA

ENTALPIA

Magnitud simbolizada

con la letra H

Energía absorbida o

cedida

H=U+pV Dónde: U=Energía interna p=Presión del sistema V=Volumen del sistema

Entropía

Reacción Exotérmica

Reacción Endotérmica

4

2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCEDIMIENTOS DESARROLLADOS

TERMODINAMICA

ENTROPIA

Magnitud simbolizada con la letra S

Grado de desorden de un sistema

Sistemas abiertos y cerrados

Entalpia

Proceso Reversible

Proceso Irreversible

5

CALOR ESPECÍFICO DE UNA MUESTRA DE AGUA DE ORIGEN INDUSTRIAL O AGRÍCOLA O PECUARIA.

ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN DEL HIDRÓXIDO DE SODIO EN AGUA

6

2. MATERIALES Y MÉTODOS

2.1 LISTA DE EQUIPOS UTILIZADOS

2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS

REACTIVOS FORMULA CONCENTRACIÓN

Hidróxido de sodio en lentejas

NaOH 2 gr

Agua destilada H2O 100 mL

Agua ambiente H2O 100 mL

Agua caliente H2O 100 mL

Muestra de agua de rio chiquito

H2O 100 mL

2.3 PROTOCOLOS DE MUESTRAS BIOLÓGICAS ESTUDIADAS

COMPUESTO DESCRIPCIÓN IMAGEN

HIDROXIDO DE SODIO EN LENTEJAS

Es un hidróxido cáustico usado en la

industria (principalmente como una base

química) en la fabricación de papel, tejido,

y detergentes. Además, se utiliza en la

industria petrolera en la elaboración de lodos

de perforación base agua. A nivel doméstico,

son reconocidas sus utilidades para

desbloquear tuberías de desagües de

cocinas y baños, entre otros.

2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCESOS DESARROLLADOS

EQUIPOS UTILIZADOS

Termómetro

Estufa

Balanza analítica

7

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

2.3 TABLA DE DATOS

Calibración del calorímetro o vaso Dewar.

Sustancia TEMPERATURA (°C)

T T1 To Teq

Agua

(ambiente) 26°C 26°C

Agua

caliente 80°C 44°C 53°C

Mezcla 46°C 46°C 44°C

Calorímetro 𝑚𝑐 = 1.173 𝑔𝑟

Calor especifico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuario, etc.

Sustancia TEMPERATURA (°C)

T T1 To Teq

Muestra de

agua 21°C 52°C

Agua caliente 80°C 45°C 52°C

Mezcla 45°C 49°C 45°C

Calorímetro 𝑚𝑐 = 1.173 𝑔𝑟

Calibrar calorimetros.

Alistar 100mL de agua y medir T°.

Calentar 100mL de agua a 80°C.

Vaciar en el calorimetro y medir T° cada minuto por 5 minutos.

Agregar 100mL de agua a 80°C, al colorimetro tapar inmediatamente el vaso mezclar y medir T° cada minuto por 5 minutos.

Cambio de T°.

Datos

8

Entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio en agua.

Sustancia TEMPERATURA (°C)

T T1 To Teq

Agua

(ambiente) 25 25°C 27°C

NaOH 22°C 22°C 27°C

Disolución 24°C 25°C 22°C

Calorímetro 𝑚𝑐 = 1.173 𝑔𝑟

Suelo 21°C 21°C 21°C 22°C

2.4 ECUACIONES DE CALCULO Calibración del calorímetro o vaso Dewar.

A partir de T y T1 y utilizando las siguientes ecuación

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 𝑇

30 𝑔

𝑚𝐿⁄

𝑑 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3(26°𝐶)

30=

29.871321

30= 0.995

𝑔𝑚𝐿⁄

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 𝑇

30 𝑔

𝑚𝐿⁄

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 (80°𝑐)

30=

29.4674

30= 0.982

𝑔𝑚𝐿⁄

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

𝐷 =𝑀

𝑉

9

𝑀 = 𝑑 ∗ 𝑣

𝑀 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 ∗ 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛

𝑀1 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 0.995𝑔

𝑚𝐿⁄ ∗ 100𝑚𝐿 = 99.5 𝑔

𝑀2 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 0.982𝑔

𝑚𝐿⁄ ∗ 100𝑚𝐿 = 98.2 𝑔

Con base en la ecuación de balance de calor

𝑄 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = −𝑄 𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜

Se tiene

𝑚𝑐𝐶𝑒(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇𝑜) + 𝑚1𝐶𝐻2𝑂(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇𝑜) = −𝑚2𝐶𝐻2𝑂(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1)

De esta expresión se despejamos 𝐶𝑒 y luego reemplazamos los datos obtenidos 𝐶𝑒

𝐶𝑒 =𝑚𝑐 (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0) + 𝑚1𝐶𝐻2𝑂 (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0) + 𝑚2𝐶𝐻2𝑂

(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1)

10

𝐶𝑒 =1.173°𝐶(53°𝐶 − 26°𝐶) + 99.5𝐶𝐻2𝑂(53°𝐶 − 26°𝐶) + 98.6𝐶𝐻2𝑂

(53°𝐶 − 26°𝐶)=

2816,771°𝐶 𝐶𝐻2𝑂

27 °𝐶= 104.324

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

𝐶 = 𝑚𝑐 ∗ 𝐶𝑒

𝐶 = 1,173°𝐶 ∗ 104,324°𝐶 𝐶𝐻2𝑂 = 122.373 °𝐶 𝐶𝐻2𝑂

Cálculos especifico de una muestra de agua de origen industrial o agrícola o pecuaria etc.

A partir de T y T1 y utilizando las siguientes ecuación

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 𝑇

30 𝑔

𝑚𝐿⁄

𝑑 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3(21°𝐶)

30=

29.90872

30= 0.996

𝑔𝑚𝐿⁄

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 𝑇

30 𝑔

𝑚𝐿⁄

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 (80°𝑐)

30=

29.4674

30= 0.982

𝑔𝑚𝐿⁄

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

𝐷 =𝑀

𝑉

𝑀 = 𝑑 ∗ 𝑣

𝑀 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 ∗ 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛

𝑀1 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 0.996𝑔

𝑚𝐿⁄ ∗ 100𝑚𝐿 = 99.6 𝑔

11

𝑀2 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 0.982𝑔

𝑚𝐿⁄ ∗ 100𝑚𝐿 = 98.6 𝑔

Con base en la ecuación de balance de calor

𝑄 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = −𝑄 𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜

Se tiene

𝑚𝑐𝐶𝑒(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇𝑜) + 𝑚1𝐶𝐻2𝑂(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇𝑜) = −𝑚2𝐶𝐻2𝑂(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1)

De esta expresión se despejamos 𝐶𝑒 y luego reemplazamos los datos obtenidos 𝐶𝑒

𝐶𝑒 =𝑚𝑐 (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0) + 𝑚1𝐶𝐻2𝑂 (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0) + 𝑚2𝐶𝐻2𝑂

(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1)

𝐶𝑒 =1.173°𝐶(52°𝐶 − 21°𝐶) + 99.6𝐶𝐻2𝑂(52°𝐶 − 21°𝐶) + 98.6𝐶𝐻2𝑂

(52°𝐶 − 21°𝐶)=

3222,563°𝐶 𝐶𝐻2𝑂

31 °𝐶= 103.953

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

𝐶 = 𝑚𝑐 ∗ 𝐶𝑒

𝐶 = 1,173°𝐶 ∗ 103,953°𝐶 𝐶𝐻2𝑂 = 121.937 °𝐶 𝐶𝐻2𝑂

Cálculos entalpia molar de disolución del hidróxido de sodio de agua

A partir de T y T1 y utilizando las siguientes ecuación

12

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 𝑇

30 𝑔

𝑚𝐿⁄

𝑑 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3(25°𝐶)

30=

29.8788

30= 0.995

𝑔𝑚𝐿⁄

𝑑(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 𝑇

30 𝑔

𝑚𝐿⁄

𝑑(𝑁𝑎𝑂𝐻) =30,0658 − 7,48 ∗ 10−3 (22°𝑐)

30=

29.90124

30= 0.996

𝑔𝑚𝐿⁄

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

𝐷 =𝑀

𝑉

𝑀 = 𝑑 ∗ 𝑣

𝑀(𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 ∗ 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛

𝑀1 (𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) = 0.995𝑔

𝑚𝐿⁄ ∗ 100𝑚𝐿 = 99.5 𝑔

𝑀2 (𝑁𝑎𝑂𝐻) = 0.996𝑔

𝑚𝐿⁄ ∗ 100𝑚𝐿 = 99.6 𝑔

Con base en la ecuación de balance de calor

𝑄 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = −𝑄 𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜

Se tiene

𝑄𝑠𝑛 = −(𝐶(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0) + 𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻𝐶𝐻2𝑂(𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1))

𝑄𝑠𝑛 = −(1114.9(28 − 22) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻𝐶𝐻2𝑂(28 − 22)) = 6701.88

13

Teniendo en cuenta el valor hallado de 𝑄𝑠𝑛 y el número de moles de hidróxido de sodio adicionado al

calorímetro, calcular la entalpia molar de disolución, asi:

∆𝐻𝑠𝑛 =𝑄𝑠𝑛

𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑁𝑎𝑂𝐻 = 39.997𝑔𝑟

𝑚𝑙

𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2𝑔𝑟 ∗1 𝑚𝑜𝑙

39.997= 0.050 𝑚𝑜𝑙

∆𝐻𝑠𝑛 =6701.88

0.050 𝑚𝑜𝑙= 134037.6

Calcular la molaridad

𝑚 =#𝑛

𝐿 𝑠𝑛⁄

𝑚 =0.050 𝑚𝑜𝑙

0.1𝑙𝑡= 0.5

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

∆𝑠𝑚 = 2,303 ∗ 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 𝐶𝑠𝑛 𝑙𝑜𝑔𝑇𝑒𝑞

𝑇0

∆𝑠𝑚 = 2,303 ∗ 0.050 ∗ 4,18𝐽

𝑔°𝐶⁄ 𝑙𝑜𝑔

25

22

∆𝑠𝑚 = 2,303 ∗ 0.050 ∗ 4,18𝐽

𝑔°𝐶⁄ ∗ 0.055

∆𝑠𝑚 = 2,303 ∗ 0.050 ∗ 0.2299 = 0.02647

2.5 TABLAS DE RESULTADOS

Material INDICADORES

C M ∆𝐻𝑠𝑛 ∆𝑆𝑚

Calorímetro

𝐍𝐚𝐎𝐇𝒂𝒒 1114.9 0.5 134037.6 0.02647

14

2.6 GRAFICAS ESTADÍSTICAS

0

20

40

60

80

100

120

114,9

C=

Cap

acid

ad C

alo

rifí

ca

NaOH

INTERVALOS

NaOH

0

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

M=M

ola

rid

ad

NaOH

15

2.7 DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE LOS RESULTADOS

Aunque como sabemos a temperatura y presión constante, el volumen y el número de Moles es directamente

proporcional; sin embargo, la reacción tres de la primera practica aunque se manejó el hidróxido de sodio, la

temperatura inicial no vario lo suficiente para llevar acabo su equilibrio de constante.

En los experimentos dos y tres se presentó una disminución de volumen con la constante de equilibrio, sin

embargo no fue proporcional, mientras en el primero el punto máximo de temperatura son 80ºC el cual se

dejó someter el agua, aumento los resultados de concentración, variando la temperatura a equilibrio máximos

de concentración.

0

50000

100000

150000

∆Hsn

NaOH

NaOH

0

0,01

0,02

0,03

∆Sm

NaOH

NaOH

16

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.

17

4. CONCLUSIONES

En La ecuación calorimétrica se utiliza para determinar cantidades de calor si se conoce la

masa del cuerpo.

Es posible determinar el contenido total de energía calorífica de un cuerpo, puede medirse la

cantidad que se toma.

La cantidad de energía de mayor temperatura a menor temperatura es precisamente lo que se

entiende en física por calor.

La entalpia es una medida de la energía intercambiada entre una sustancia y su entorno.

Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpia, por

ello es importante señalar que el calor nunca se pierde, ni se destruye, lo que confirma la

primera ley de la termodinámica, por lo anterior se concluye que el calor siempre será

aprovechado o por el entorno o por el sistema, en consecuencia cuando se mide la entalpía a

presión constante y da un valor negativo significa que cedió calor al entorno, por el contrario si

es positivo absorbe calor.

Demostramos que cuando se pone en contacto dos cuerpos a distinta temperatura, se

producirá una “pérdida de calor” del cuerpo a mayor temperatura (o más caliente) y una

“ganancia de calor” del cuerpo a menor temperatura (o más frío); esto es lo que dice el

principio de conservación de la energía. Si los dos cuerpos tienen la misma temperatura, no

habrá pérdida ni ganancia de calor.

18

5. BIBLIOGRAFÍA

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 ]

Cesar, J. y J. Skerjanc, Water-soluble fullerenes. 2. Sodium Fullerene hexamalonate Th- C66

(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.

Granados J., (1999), Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, (UNAD), facultad de ciencias agrarias,

segunda edición. Bogotá D C.

http://www.quimitube.com/videos/termodinamica-teoria-10-definicion-de-entalpia-de-

formacion-y-ejemplos

19

PRUEBAS DE AUTOEVALUACIÓN DE LA PRÁCTICA

1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas. Tipos de calorímetros:

Estáticos y no estáticos

Calorímetro Isoperiobolico

Calorímetro Doublé Dry

Calorímetro adiabático

Calorímetro de barrido diferencial

2. ¿Qué significa calor diferencial de una solución? El calor diferencial de solución es el calor de solución de un mol de soluto en una cantidad de volumen de solución tan grande, que la adición de un mol más de soluto no cambia la concentración apreciablemente. El calor diferencial de solución depende de la concentración de la solución.

TIPO DE CALORÍMETRO

CARACTERÍSTICAS FISICOQUÍMICAS IMAGEN

Calorímetro Adiabático

El calorímetro adiabático es un instrumento utilizado para la medida de calores específicos de la particularidad de reducir a un valor despreciable el calor que pueda salir de su interior o penetrar en él. El proceso tiene lugar demasiado rápido como para que el calor perdido sea reemplazado desde el entorno, por lo que la temperatura desciende. El efecto inverso, un aumento de temperatura, se observa cuando un gas se comprime rápidamente.

Calorímetro Isoperiobolico

Es aquel en el que se mantiene la chaqueta circundante a una temperatura constante mientras que la temperatura de la bomba y la cubeta se elevan a medida que el calor se libera por la combustión. En estas implementaciones, una chaqueta de agua, mantenida a una temperatura fija, rodea completamente la bomba de combustión y su “cubeta”

Calorímetro Doublé Dry

Muchos calorímetros utilizan el principio de carga dual, en el cual una absorbe mientras que la segunda actúa como temperatura de referencia. El sensor de temperatura registra la diferencia entre las temperaturas de las dos cargas. En teoría los efectos de las fluctuaciones de la temperatura externa se cancelan debido a la simetría, sin embargo si los alrededores no tienen una temperatura uniforme el gradiente de temperatura puede causar error.

Calorímetro de Barrido

Diferencial

Es una técnica experimental dinámica que nos permite determinar la cantidad de calor que absorbe o libera una sustancia, cuando es mantenida a temperatura constante, durante un tiempo determinado, o cuando es calentada o enfriada a velocidad constante, en un determinado intervalo de temperaturas. La calorimetría diferencial de barrido se ha revelado como una técnica importante en el campo de la Ciencia de Materiales debido a su elevado grado de sensibilidad y a su rápida velocidad de análisis

20

3. ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución? En psicrometría para ser aplicado en arquitectura de los espacios internos buscando el confort térmico (aire seco y vapor de agua). En la industria química por ejemplo está el cianuro de hidrógeno que se usa en tintes, explosivos, producción de plásticos, etc. Procesos de combustión interna de un motor que se da por la mezcla de aire y combustible

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

Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y un ion negativo es un anión. La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) se convierte (→) en el catión Na+: Los iones presentes en la disolución, son portadores de carga y energía eléctricas; por tanto en los procesos químicos en los cuales las sustancias reaccionantes ceden o captan electrones implican la formación de iones o su neutralización.

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.

𝐶𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙 = 0.204 𝑐𝑎𝑙

𝑔 ∗ °𝐶

𝐶 = 𝑚𝐶𝑒 = 1,2 𝑔 ∗ 0.204 𝑐𝑎𝑙

𝑔 ∗ °𝐶= 0.245

𝑐𝑎𝑙

𝑔

𝑞 = 𝑚𝐶∆𝑇 = 1,2𝑔 ∗ 0.245 𝑐𝑎𝑙

𝑔∗ 1,24°𝐶 = 0.303 𝑐𝑎𝑙

∆𝐻𝑠𝑛 = 𝑄𝑠𝑛

𝑛 =

0.343𝑐𝑎𝑙

(1,2𝑔 ∗ 1𝑚𝑜𝑙58𝑔

)= 19.50

𝑐𝑎𝑙

𝑚𝑜𝑙

21

PRÁCTICA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES

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.

PALABRAS CLAVES: Constante universal de los gases, gases, temperatura, volumen molar, ley

de Boyle, Ley De Gay-Lussac.

INTRODUCCIÓN: La ley general de los gases relaciona la presión P, el volumen V, la temperatura

T, el número de moles n , y la constante universal de los gases R, como PV = nRT. En general los

gases en la naturaleza siguen aproximadamente esta ley a bajas densidades, y por lo tanto cuando

están sometidos a bajas presiones como la atmosférica. La constante universal de los gases puede

expresarse en un conjunto de unidades, dependiendo de las que se le asignen a la presión y el

volumen.

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).

22

1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

1.1 MAPA CONCEPTUAL

1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL

Ecuación de estado

PV=nRT

Combinación de: Ley de Boyle Ley de Charles y Gay Lussac Ley de Avogadro

0.082L*atm/mol°K 1.98Cal/mol°K

Mezcla de gases

CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS

GASES IDEALES R

Gas real

Atmosfera Gas ideal

HCl+CaCO3 se obtiene CO2 en el montaje

23

2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCEDIMIENTOS DESARROLLADOS

24

2. MATERIALES Y MÉTODOS

2.1 LISTA DE EQUIPOS UTILIZADOS

EQUIPOS UTILIZADOS

Termómetro

Balanza analítica

2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS

REACTIVOS FORMULA CONCENTRACIÓN

Bicarbonato de Sodio NaHCO3

0,8 gr

Ácido Clorhídrico HCl 2N

Agua destilada H2O

2.3 TÉCNICAS ANALÍTICAS UTILIZADOS

VARIABLE (INDICADOR EVALUADA) TÉCNICA ANALÍTICA UTILIZADA

V(mL) de Co2 Producido Volumetría (gas producido en la reacción)

2.3.1 PROTOCOLOS DE MUESTRAS BIOLÓGICAS ESTUDIADAS

COMPUESTO DESCRIPCIÓN IMAGEN

BICARBONATO DE SODIO

El bicarbonato de sodio es un compuesto

sólido cristalino de color blanco soluble

en agua, con un ligero

sabor alcalino parecido al del carbonato de

sodio de fórmula NaHCO3. Se puede

encontrar como mineral en la naturaleza o se

puede producir artificialmente.

ACIDO CLORHIDRICO

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

25

2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCESOS DESARROLLADOS

Alistar el montaje

Llenar completamente la probeta con agua destilada e invertirla sobre el beaker que también contiene agua hasta más o menos ¾ partes de su volumen (se puede utilizar también una cubeta de plástico). Es importante que no queden burbujas en el 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

Adicionar 200mL de HCl 2N en el balón de fondo plano, luego agregar 0,1g de CaCO3 (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 (V1) de gas producido.

Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente el termómetro y medir la temperatura (T1) del gas, registrar en la tabla de datos.

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 que se explicó anteriormente y medir volumen (V2) de CO2 y la temperatura (T2) de éste en la probeta.

Repetir el procedimiento con las demás cantidades de CaCO3 y medir laos respectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valores en la tabla de datos.

26

3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

3.1 TABLA DE DATOS

Experimento W CaCO3 (g) V CO2 ml T(°C)

1 0.1 0 22

2 0.2 0 22

3 0.4 5 22

4 0.8 12 22

5 1.2 33 22

3.2 ECUACIONES DE CALCULO

777.76 ℎ𝑃𝑎 ∗1 𝑎𝑡𝑚

1013.25ℎ𝑃𝑎= 0.7676 𝑎𝑡𝑚

𝑃𝑣 = 𝑛 ∗ 𝑅𝑇

𝑃𝑣

𝑅𝑇= 𝑛

0𝑚𝑙 ∗1𝑙𝑡

1000𝑚𝑙= 0 𝑚𝑙

5𝑚𝑙 ∗1𝑙𝑡

1000𝑚𝑙= 0.005 𝑚𝑙

12𝑚𝑙 ∗1𝑙𝑡

1000𝑚𝑙= 0.012𝑚𝑙

33𝑚𝑙 ∗1𝑙𝑡

1000𝑚𝑙= 0.033𝑚𝑙

𝑛 =𝑃𝑣

𝑅𝑇=

0.7676 𝑎𝑡𝑚 ∗ 0 𝑙𝑡

0,082 𝑙𝑡 − 𝑎𝑡𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑘 ∗ 295,15𝑘 ⁄

=0

24,2023= 0 𝑚𝑜𝑙

𝑛 =𝑃𝑣

𝑅𝑇=

0.7676 𝑎𝑡𝑚 ∗ 0,005 𝑙𝑡

0,082 𝑙𝑡 − 𝑎𝑡𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑘 ∗ 295,15𝑘 ⁄

=0,003838

24,2023= 0.0001585 𝑚𝑜𝑙

27

𝑛 =𝑃𝑣

𝑅𝑇=

0.7676 𝑎𝑡𝑚 ∗ 0,012 𝑙𝑡

0,082 𝑙𝑡 − 𝑎𝑡𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑘 ∗ 295,15𝑘 ⁄

=0,009211

24,2023= 0.00038058 𝑚𝑜𝑙

𝑛 =𝑃𝑣

𝑅𝑇=

0.7676 𝑎𝑡𝑚 ∗ 0,033 𝑙𝑡

0,082 𝑙𝑡 − 𝑎𝑡𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑘 ∗ 295,15𝑘 ⁄

=0,0253

24,2023= 0.001045 𝑚𝑜𝑙

3.3 TABLA DE RESULTADOS

Experimento 𝒏𝑪𝑶𝟐(𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔) 𝑽𝑪𝑶𝟐(𝒎𝒍) 𝑻𝒑𝒓𝒐𝒎(𝑲) 𝑷𝑪𝑶𝟐(𝒂𝒕𝒎)

1 0 0 295.15 0.7676

2 0 0 295.15 0.7676

3 0.0001585 5 295.15 0.7676

4 0.00038058 12 295.15 0.7676

5 0.001045 33 295.15 0.7676

3.4 GRAFICAS ESTADÍSTICAS

0

5

10

15

20

25

30

35

0 0,0002 0,0004 0,0006 0,0008 0,001 0,0012

V C

O2

ml

n= moles CO2

28

3.5 DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE LOS RESULTADOS

Aunque como sabemos a temperatura y presión constante, el volumen y el número de moles es

directamente proporcional; sin embargo, en la reacción quinta (5) con 1,2 gramos el volumen de gas fue

mayor que en el ensayo cuatro, lo que comprueba que el planteamiento de esta hipótesis del montaje

se cumple en su totalidad.

En los dos primeros experimentos se presentó un volumen nulo, presentando reacción en los

últimos tres aumentando la concentración, sin embargo fue proporcional a la concentración.

El error de cálculo de la constante universal de los gases 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, los posibles errores por el montaje.

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 ensayo

permaneció constante con respecto a la temperatura que tenía el agua.

29

4. CONCLUSIONES

Al calcular la presión atmosférica nos arrojó constante, presión de vapor del agua a la

temperatura va amentando trabajada y encontrar la presión del gas carbónico va

descendiendo.

Cuando se realizó el experimento con al adicionar CaCO3 su volumen y su temperatura

aumente y disminuyen.

El experimento se realizó 5 veces el cual obtuve que a medida que se agregaba CaCO3 su

volumen aumentaba.

Identificar y determinar la constate universal de los gases ideales y su aplicación de acuerdo a

los registros de los datos

Se puede observar que a mayor presión, también aumenta pero conserva la temperatura ya

que es una constante.

Al agregar el ácido clorhídrico (acuoso) al carbonato de calcio (sólido) se produce una mezcla

blanca, lo que indica exceso de carbonato de calcio. También se producen burbujas,

indicando la formación de gas (dióxido de carbono) que se libera a la atmósfera. La solución

aumenta un poco de temperatura, lo que indica una reacción 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 prácticas eficientes en el ejercicio del laboratorio, de lo contrario se presentan

errores muy altos.

30

5. 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 21 de Abril de 2015]. 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 Castellán 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

http://www.matematicasfisicaquimica.com/constantes-de-fisica-y-quimica/455-constante-

universal-de-los-gases-ideales.html.

http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-universal-de-los-gases-ideales

31

PRUEBAS DE AUTOEVALUACIÓN

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

Mal montaje donde se realiza la prueba.

Mal acople de la manguera que permite que haya fugas

Aunque no podría considerarse como error propiamente dicho, los factores como presión y temperatura del ambiente varían de acuerdo al lugar donde se realice la práctica, podría haber variaciones en el valor de R.

2. Calcular el rendimiento o eficiencia de la reacción química en cada experimento,

promediar los valores y analizar el resultado.

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 % =𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 ∗ 100%

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 % =0.008568 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑏𝑖𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜

1.340176 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑏𝑖𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜∗ 100%

= 63 % Rendimiento por gramos de la reacción química

𝟐𝑯𝑪𝑳(𝒂𝒒) + 𝑵𝒂𝑪𝑶𝟑 → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) + 𝑵𝒂𝑪𝒍𝟐 (𝒂𝒒)

36.5 gr 83 gr 44gr 18gr 93.9 gr = 309.8 gr Donde el experimental es de 32.45 % Entonces aplicando dicha fórmula nos arroja el siguiente dato:

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 % =32.45

309.8 ∗ 100% = 0.10%

3. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real o no ideal?

La relación entre volumen y numero de moles para un gas real o no ideal es que el volumen de una masa definida de gas es inversamente proporcional a la presión) (PV=constante) y de Gay-Lussac (a presión constante, el volumen de una masa determinada de cualquier gas aumenta en la misma cantidad relativa por cada grado de aumento de temperatura) (V/T=constante). En un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen del gas es proporcional al número de moles presente (Ley de Avogadro). La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y que chocan con choques perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.

32

El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor

4. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gases reales o no ideales?

Ecuación de Van de Waals: Propone tener en cuenta el volumen ocupado por las moléculas del

gas y las fuerzas de atracción entre ellas

𝒑 = 𝑹𝑻

𝒗 − 𝒃−

𝒂

𝒗𝟐

Donde las constantes a y b están relacionadas

con los datos del punto crítico por:

𝒂 = 𝟐𝟕𝑹𝟐𝑻𝒄

𝟐

𝟔𝟒𝒑𝒄 𝒃 =

𝑹𝑻𝒄

𝟖𝒑𝒄

Ecuación de Redlich-Kwong: Es adecuada para calcular las propiedades de las 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.

𝑝 = 𝑅𝑇

𝑣 − 𝑏−

𝑎

𝑣(𝑣 + 𝑏)√𝑇

Donde las constantes vienen dadas por:

𝑎 = 0.4275 27𝑅2𝑇𝑐

2

64𝑝𝑐 𝑏 = 0.0867

𝑅𝑇𝑐

8𝑝𝑐

Ecuación de Berthelot: Es la ecuación de Van de Waals modificada para tomar en cuenta la

dependencia de la fuerza de atracción con la temperatura. Esta ecuación permite una mayor

exactitud a bajas presiones y temperaturas.

(𝑝 +𝑎

𝑇𝑣2) (𝑣 − 𝑏) = 𝑅𝑇

Ecuación de Dieterici: Esta ecuación al introduci8r el exponencial “e” mejora la exactitud en las cercanías

del punto crítico. 𝑃 =

𝑇𝑟

2𝑉𝑟 − 1𝑒

(2−2

𝑇𝑟𝑉𝑟)

Ecuación de Clausius: Es una ecuación muy simple de tres parámetros usada para modelar gases.

𝑅𝑇 = (𝑃 +𝑎

𝑇(𝑉𝑚 + 𝑐)2) (𝑉𝑚 − 𝑏)

Donde

𝑎 = 27𝑅2𝑇𝑐

2

64𝑃𝑐

𝑏 = 𝑉𝑐 −𝑅𝑇𝑐

4𝑃𝑐

𝑐 =3𝑅𝑇𝑐

8𝑃𝑐− 𝑉𝑐

V es el volumen crítico

Ecuación de Peng-Robinson: Tiene la propiedad de ser útil para modelar algunos líquidos además de

gases reales 𝑃 =

𝑅𝑇

𝑉𝑚 − 𝑏−

𝑎(𝑇)

𝑉𝑚(𝑉𝑚 + 𝑏) + 𝑏(𝑉𝑚 − 𝑏)

Ecuación de Wohl: Esta ecuación en términos de valor5es críticos, haciéndola útil cuando no están

disponibles las constantes de gases reales.

𝑅𝑇 = (𝑃 +𝑎

𝑇𝑉𝑚(𝑉𝑚 − 𝑏)−

𝑐

𝑇2𝑉𝑚2) (𝑉𝑚 − 𝑏)

Donde

𝑎 = 6𝑃𝑐𝑇𝑐𝑉𝑐2

𝑏 =𝑉𝑐

4

𝑐 = 4𝑃𝑐𝑇𝑐2𝑉𝑚

2

Ecuación Viral: La ecuación de estado de un gas ideal a presiones no demasiado elevadas se puede

expresar mediante un desarrollo en serie de potencias.

𝑃𝑉𝑚 = 𝑅𝑇 (1 +𝐵(𝑇)

𝑉𝑚+

𝐶(𝑇)

𝑉𝑚2 +

𝐷(𝑇)

𝑉𝑚3 + ⋯ )

33

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

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: Disolución, Tiosulfato de sodio, cinética, reacción, ácido Clorhídrico,

concentración

INTRODUCCIÓN: Cada molécula, por naturaleza tiene una identidad definida, si esta identidad

cambia, decimos que existe una reacción química. Algunos de estos procesos de cambio se dan

más velozmente que otros, La velocidad a la que ocurre un cambio químico o cinética química, da

cuenta de la rapidez con la que ocurren los proceso químicos y energéticos que sufren las

moléculas.

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 tiosulfúrico (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.

Con el desarrollo de la práctica se pudo analizar la cinética de una reacción química entre dos

sustancias para este caso son el Tiosulfato de Sodio y Ácido Clorhídrico, a la cual se le calcula

propiedades fisicoquímicas como: orden de reacción, constante de velocidad, período de vida media,

energía de activación y el factor de frecuencia.

34

1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

1.1 MAPA CONCEPTUAL

1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL

Fisicoquímica

CINETICA

QUIMICA

Velocidad de la reacción

Factores que la modifican

Reacciones

iónica

Tiosulfato de sodio reacciona con el HCl de acuerdo a la siguiente reacción

Temperatura Superficie de

contacto

Catalizadores Concentración

35

2.3.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCEDIMIENTOS DESARROLLADOS

36

2. MATERIALES Y METODOS

2.1 LISTA DE EQUIPOS UTILIZADOS

EQUIPOS UTILIZADOS

4 cronómetros

Termómetros

Balanza analítica

2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS

REACTIVOS FORMULA CONCENTRACIÓN

Tiosulfato de sodio Na2S2O3 0,1M

Ácido Clorhídrico HCl 1N

Agua destilada H2O

2.2.1 PROTOCOLO DE MUESTRAS BIOLOGICAS UTILIZADAS

COMPUESTO DESCRIPCIÓN IMAGEN

TIOSULFATO DE SODIO

Se presenta con forma tetraédrica, en la que

se produce la sustitución de un átomo de

oxígeno por otro de azufre. La distancia entre

los átomos de azufre (S-S) indica que entre

ellos existe un enlace simple, lo que implica

una carga negativa en las interacciones con

el oxígeno (S-O) ya que estas presentan

un enlace doble.

ACIDO CLORHIDRICO

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

37

2.2.2 FLUJOGRAMA GENERAL DE LOS PROCESOS DESARROLLADOS

Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N

y ácido clorhídrico 1N.

Lavar 4 erlenmeyers 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

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 beakers en un baño de hielo. Registrar la

temperatura (T2) y el tiempo en minutos que tardan las soluciones en opacarse

totalmente.

38

3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

3.1 TABLA DE DATOS

BEAKER [𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑] (M)

Tiempo (min)

T1 (°C) T2 (°C)

1 0.1000 22 18

2 0.0500 21 16

3 0.0250 20 15

4 0.0125 20 15

3.2 ECUACIONES DE CALCULO

Cálculos temperatura 1

𝑻𝟏 (K) [𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑] 𝒕(𝒎𝒊𝒏) 𝑽 =[𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑]

𝒕 𝒍𝒐𝒈[𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑]

𝒍𝒐𝒈 𝑽

295.15 0.1000M 0.166 0.6024 -1 -0.22

294.15 0.0500M 0.333 0.150 -1.301 -0.82

293.15 0.0250M 4 0.00625 -1.602 -2.18

293.15 0.0125M 9.75 0.001282 -1.903 -2.829

10𝑠𝑒𝑔 ∗1𝑚𝑖𝑛

60 𝑠𝑒𝑔= 0.166 𝑚𝑖𝑛

20𝑠𝑒𝑔 ∗1𝑚𝑖𝑛

60𝑠𝑒𝑔= 0.333 𝑚𝑖𝑛

45𝑠𝑒𝑔 ∗1𝑚𝑖𝑛

60𝑠𝑒𝑔= 0.75𝑚𝑖𝑛 + 9𝑚𝑖𝑛 = 9.75𝑚𝑖𝑛

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,1000𝑀

0,166𝑚𝑖𝑛= 0.6024𝑀

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,0500𝑀

0,333𝑚𝑖𝑛= 0.150𝑀

39

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,0250𝑀

4 𝑚𝑖𝑛= 0.00625𝑀

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,0125𝑀

9,75𝑚𝑖𝑛= 0.001282𝑀

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,1000 = −1

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,0500 = −1.301

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,0250 = −1.602

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,0125 = −1.903

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,6024 = −0.22

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,150 = −0.82

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,00625 = −2.18

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,001282 = −2.829

Cálculos temperatura 2

𝑻𝟐 (K) [𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑] 𝒕(𝒎𝒊𝒏) 𝑽 =[𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑]

𝒕 𝒍𝒐𝒈[𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑]

𝒍𝒐𝒈 𝑽

291.15 0.1000M 1 0.1 -1 -1

289.15 0.0500M 2.5 0.02 -1.301 -1.698

288.15 0.0250M 7.01 0,00356 -1.602 -2.448

288.15 0.0125M 8 0.001562 -1.903 -2.806

30𝑠𝑒𝑔 ∗1𝑚𝑖𝑛

60𝑠𝑒𝑔= 0.5𝑚𝑖𝑛 + 2𝑚𝑖𝑛 = 2.5𝑚𝑖𝑛

0.6𝑠𝑒𝑔 ∗1𝑚𝑖𝑛

60𝑠𝑒𝑔= 0.01𝑚𝑖𝑛 + 7𝑚𝑖𝑛 = 7.01𝑚𝑖𝑛

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,1000𝑀

1 𝑚𝑖𝑛= 0.1𝑀

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,0500𝑀

2,5𝑚𝑖𝑛= 0.02𝑀

40

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,0250𝑀

7,01𝑚𝑖𝑛= 0.00356𝑀

𝑉 =[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3]

𝑡=

0,0125𝑀

8 𝑚𝑖𝑛= 0.001562𝑀

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,1000 = −1

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,0500 = −1.301

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,0250 = −1.602

log[𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] = log 0,0125 = −1.903

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,1 = −1

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,02 = −1.698

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,00356 = −2.448

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = log 0,001562 = −2.806

41

3.3 GRAFICAS ESTADÍSTICAS

Temperatura 1 Log V contra 𝑙𝑜𝑔[𝑁𝑎2 𝑆2𝑂3]

42

Temperatura 1 𝑙𝑜𝑔[𝑁𝑎2 𝑆2𝑂3] Contra t (min)

43

Temperatura 1 [𝑁𝑎2 𝑆2𝑂3] Contra t (min)

44

Temperatura 2 𝑙𝑜𝑔 [𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] contra 𝑙𝑜𝑔 𝑣

45

Temperatura 2 𝑙𝑜𝑔 [𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] contra t (min)

46

Temperatura 2 [𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] contra t (min)

47

3.4 Discusión e interpretación de los 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.

48

4. CONCLUSIONES

La temperatura permaneció constante 20 °C.

Que mayor temperatura la velocidad con que ocurre la reacción es muy rápida.

Cuando la temperatura incrementa la energía moléculas es mayor y por esto la velocidad de la

reacción aumenta.

Puede determinarse la velocidad de reacción estableciendo el tiempo requerido para que la

solución alcance cierto grado de turbidez.

Mediante el desarrollo de la práctica se observa variaciones en las diferentes soluciones.

Se observa la velocidad de reacción de las 4 soluciones en 4 tiempos diferentes y en dos

temperaturas diferentes

49

5. BIBLIOGRAFÍA Granados, J., (2011), Módulo Fisicoquímica Ambiental, Unidad 3; ECAPMA; UNAD

Granados, J., (2010), Protocolo prácticas de laboratorio FA, Pág. 21 - 26; ECAPMA; UNAD.

Granados., J; García, J., (2000), Fisicoquímica Aplicada; Cap. 11, Ed Átropos, Bogotá, Colombia.

BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ: EDUCATIVA, 1993, pág. 682. BROWN, Theodore y

LEMAY, Eugene H. Química. México D.F: Prentice Hall, 1987. pág. 895.

CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. México, D. F: Mc Graw-Hill Interamericana,

S.A, 2002. pág. 732.

CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires: Panamericana, 2001. pág. 1500.

GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá: Arfo Editores Ltda., 1996. pág.

436.

http://www.insht.es/InshtWeb/Contenidos/Documentacion/FichasTecnicas/FISQ/Ficheros/1101

a1200/1138.pdf

50

PRUEBAS AUTOEVALUACIÓN DE LA PRÁCTICA

1. ¿A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? ¿Qué tipo de parámetros obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta? La temperatura que ocurrió más rápida la reacción fue la de 313.15 °K ya que supiera el valor de la temperatura 2 además por la misma conversión de grados centígrados a kelvin ya que es la estándar para poderla manejar más fácilmente. Los parámetros que se obtuvieron al realizar esta práctica fue tener cuidado con las unidades y con cada una de las transformaciones y/o conversiones de unidades según lo expuesto y con una serie de lecturas del módulo.

2. ¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)? Se trabaja constante la concentración del ácido clorhídrico ya que al hacerlo reaccionar tiosulfato químicamente va a sufrir unos cambios y se llega a la final con la utilización de la ley de la velocidad dejando esto como una constante. Considero es porque esta concentración constante del ácido clorhídrico (HCl) 1 hace que aumente la velocidad de choque, favoreciendo la descomposición del Tiosulfato de sodio (Na2S2O3), en las concentraciones que este tiene en esta práctica de laboratorio.

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? Los significados de dichos estándares solicitados en este experimento se llega que si dichos valores tienden a hacer negativos estamos diciendo que no fueron manejados y/o expresados de la mejor manera, Teniendo en cuenta que no fue el caso esto nos lleva a concluir que si se pudo manejar bien dichos datos y que si se está generando una energía de activación moderada según este caso.

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

Hidrogeología: El modo en que las aguas naturales adquieren su composición está controlada por principios termodinámicos del equilibrio químico y de la cinética. Al cabo del tiempo, en su trayectoria subterránea, el control lo ejerce en la cinética química. En muchos trabajos relacionados con la calidad de las aguas naturales, no se considera el papel que juega el factor tiempo en el proceso de disolución de los minerales, limitándose solo a estudiar dicha calidad en condiciones de equilibrio.

La cinética química impacta sobre el medio ambiente dado que algunos productos se degradan rápida y otros lentamente.

En la descontaminación de suelos afectados por sustancias químicas (petróleo, plaguicidas, explosivos, etc.), ya que cada producto tiene una velocidad reacción diferente (algunos productos se degradan rápidamente y otros no), y están sujetos a las condiciones medioambientales como temperatura, humedad, precipitaciones, etc.