Informe Laboratorio Fisicoquimica Ambiental

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD

Escuela de Ciencias Agrcolas, Pecuarias y del Medio Ambiente ECAPMA Programa: Ingeniera Ambiental IA

Curso: Fisicoqumica Ambiental FA Director: Jairo Granados INFORME DE LABORATORIO

PRCTICA 1

DETERMINACIN DE LA ENTALPA MOLAR DE DISOLUCIN (Hsn)

Y ENTROPA DE UNA MEZCLA BINARIA (Sm)

INTEGRANTES DEL GRUPO

Estudiante Cdigo Correo Tutor de

laboratorio Tutor de virtual

N de Grupo

Correo tutor

Wendy Lorainy Vlez

1062402548

[email protected]

Jos Mauricio Prez

Andrs Felipe Martnez

358115_13 [email protected]

du.co

Jan Carlos Lagos

Baquero

1065621931

[email protected]



du.co

Juan Carlos Martnez Blanchar

7573202 [email protected]

Jairo Granados Moreno

358115_1

TUTOR:

JOSE MAURICIO PEREZ ROYERO

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD Escuela de ciencias agrcolas, pecuarias y del medio ambiente

Programa: ingeniera ambiental

CEAD VALLEDUPAR

NOVIEMBRE 2014




RESUMEN

En este trabajo se determinaron las propiedades termodinmicas de una solucin acuosa,

para esto se determinaron las entalpas molares de disolucin, y los volmenes molares

aparentes, en funcin de la concentracin 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 elucidacin del tipo de interacciones que ocurren en solucin.

PALABRAS CLAVES: Calormetro, Dewar, entalpa, entropa, calrica, molar.

INTRODUCCIN Las entalpas de dilucin y disolucin, junto con la capacidad calorfica, constituyen la principal fuente de indagacin acerca de las pertenencias trmicas de las disoluciones.

En el caso de un soluto slido, como son las sales complejas de cobalto que se estudian en el laboratorio, la entalpa de disolucin es fcil de medir, pero los resultados experimentales que se obtienen son de poca utilidad, porque dependen en gran medida del estado de la muestra slida antes del proceso de disolucin ms que de las propiedades de la disolucin formada.

El cambio entlpico en un sistema es igual al calor ganado o perdido por el sistema a una presin constante, en un proceso de solucin donde se absorbe energa, el valor de la entalpa de Solucin, es positivo (endotrmico), mientras que si se libera energa, el valor de es negativo (exotrmico).

La calorimetra se basa en dos leyes, la ley de la conservacin de la energa y la ley de transferencia de calor. Es una tcnica que permite estudiar sistemas tales como lquido- lquido o lquido-slido, llevando a determinar propiedades como entalpas de solucin, dilucin, mezcla, reaccin, formacin y entalpas de exceso




1. FUNDAMENTACIN TERICA

1.1 MAPA CONCEPTUAL




1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL

2. MATERIALES Y MTODOS

2.1. LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS UTILIZADOS EN LA PRACTICA

Materiales Equipos

Calormetro (vaso Dewar, termo o recipiente de icopor) Balanza analtica

Beaker (vaso de precipitado) Termmetro

Probeta graduada de 100 ml Vidrio reloj Varilla de vidrio

2.2. LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS EN LA PRACTICA

REACTIVO (NOMBRE) FORMULA MOLECULAR CONCENTRACIN

Agua ambiente H2O 100 ml

Agua caliente H2O 200 ml

Agua destilada H2O 200 ml

Agua industrial (pozo) H2O 100 ml

Hidrxido de sodio en lentejas NaOH 2,056 g




3. PROCEDIMIENTOS 3.1. Flujo grama general de los procedimientos desarrollados.

3.1.1. TABLAS DE DATOS

Tabla 1. Calibracin del calormetro o vaso Dewar

Sustancia

Temperatura (C)

T T1 T0 Teq

Agua(ambiente) 29.1 25 27 28

Agua Caliente 80 60 52 52

Mezcla 54 54 52 39.9

Calormetro mc = 6,5997

3.1.2. ECUACIONES DE CLCULO

1. Calibracin del calormetro o vaso Dewar

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




ecuacin de balance de calor:

T Agua Ambiente

T1 Agua Caliente

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

Con base en la ecuacin de balance de calor:

Dnde:

Es el calor ganado por el calormetro y la masa de agua a temperatura ambiente

Es el calor desprendido por efecto de la disolucion del NaOH Se tiene que:

( ) ( ) ( )

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




Con el valor de Ce y la masa del calormetro, calcular su capacidad calorfica C

3.2. Calor Especfico de una muestra de agua de origen industrial o agrcola 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 80C (T1)

Alistar100mL De la muestra de agua industrial, pecuaria

agrcola, etc, en otro

beaker, medir su temperatura (T) y adicionar la alcalormetro

vaso Dewar, taparlo y

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

hasta que

permanezca constante, registrar como T0.

Despus de transcurrido este tiempo, agregar los 100mL de

agua que estn a

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

cada minuto durante 5min ,verificando que la

temperatura de equilibrio, permanece

constante; registrar este ltimo valor como: Teq




3.2.2. TABLAS DE DATOS

Tabla 2. Calor especifico de una muestra de agua de origen industrial o agrcola o pecuario, etc.

SUSTANCIA

Temperatura C

T T1 T0 Teq

Agua pozo 29 30.7

Agua caliente 80

Mezcla 48

Calormetro mC 6.5997 gr

3.2.3. ECUACIONES DE CLCULOS:

1. A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuacin:

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

Tenemos que

Entonces m1=

Con base en la ecuacin de balance de calor




Se tiene que:

( ) ( ) ( ) Donde Cm es la capacidad calorfica de la muestra de agua analizada De esta expresin se debe despejar Cm y luego reemplazar los datos obtenidos.

Con el valor de Ce y la masa del calormetro, calcular su capacidad calorfica C

3.3. Entalpia molar de disolucin del hidrxido de sodio en agua

3.3.1. Procedimiento

Alistar el calormetro, lavar y secar

Pesar exactamente en un vidrio reloj 2 g de NaOH (anotar como mNaOH), medir su temperatura: T1

Adicionar 200 ml de agua destilada al calormetro, taparlo e inmediatamente registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos

Despus de transcurrido este tiempo, agregar el NaOH rpidamente al calormetro 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 ltimo valor como: Teq, en su tabla de datos

Desocupar, lavar y escurrir el calormetro




3.3.2. TABLA DE DATOS Tabla 3. Entalpia molar de disolucin del hidrxido de sodio en agua

SUSTANCIA

Temperatura C

T T1 T0 Teq

Agua ambiente

27.3

29

NaOH 27.9 27.9

Disolucin 29.0

Calormetro Mc = 8.63

3.3.3. ECUACIONES DE CALCULOS

1. A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuacin:

Encontrar la densidad de las masas utilizadas en las mezclas teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calormetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar as: 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 ecuacin de balance de calor

Se tiene que:

( ) ( )

3. Teniendo en cuenta el valor hallado de y el nmero de moles de hidrxido de sodio adicionado al colormetro, calcular la entalpia molar de disolucin, as:

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

5. Con base en la informacin de los numerales anteriores, determinar la entropa de la

mezcla, segn la ecuacin:




3.4. TABLA DE RESULTADOS

Material Indicadores

C M sn Sm Calormetro 5.057

NaOH 1114.9 0.4112 596.15 4.734 j

3.5. DISCUSIN DE RESULTADOS Aunque como sabemos a temperatura y presin constante, el volumen y el nmero de moles es directamente proporcional; sin embargo, la reaccin 3 de la 1 practica aunque se manej el hidrxido de sodio, la temperatura inicial no vario lo suficiente para llevar acabo su equilibrio de constante.

En los primeros experimentos 2 y 3 se present un disminucin de volumen con la constante de equilibrio, sin embargo no fue proporcional, mientras en el 1 el punto mximo de 80C el cual se dej someter el agua, aumento los resultados de concentracin, variando la temperatura a equilibrio mximos de concentracin. Teniendo en cuenta que esta prctica someta el procedimiento y clculos del calormetro podemos apreciar una disolucin de agua en cuanto a su concentracin y constante de equilibrio natural.




4. CONCLUSIONES

La entalpa de un sistema termodinmico expresa los cambios trmicos a presin constante y

mide el contenido calorfico del mismo.

La calorimetra es una tcnica de anlisis trmico que permite medir los cambios energticos de

una sustancia en presencia de un material de referencia.

El calor medido es igual al cambio en la energa interna del sistema menos el trabajo realizado.

Como la presin se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de entalpa.

Adems es importante decir que el calor nunca se pierde, ni se destruye, lo que avala la

primera ley de la termodinmica, explcitamente se concluye que el calor siempre ser

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

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

es positivo absorbe calor.




5. CUESTIONARIO

1) Consultar los tipos de calormetro y sus caractersticas fisicoqumicas.

Tipos de calormetro

Calormetro de presin constante.

Bomba o calormetro de volumen constante

Calorimetra de exploracin diferencial

Calormetro de carga seca

Microcalormetro

Calormetro de flujo.

Calormetro de Lavoisier.

2) Qu significa calor diferencial de una solucin?

Calor diferencial de una solucin es cuando se absorbe el calor debido a que una mol de solido

se disuelve en una solucin que se encuentra saturada.

3) Cules son las aplicaciones industriales de la entalpa molar de disolucin?

Sntesis orgnica, manufactura de resinas sintticas, acelerador en reacciones de sulfuracin,

agente antibacterial en diferentes tipos de desinfectantes farmacuticos, y como antisptico

urinario, entre otras, tambin en aplicaciones farmacuticas como Urotropina o

tetrametilentetraamina.

4) Cul es el papel fisicoqumico que desempean los iones Na+aq y Cl-aq en el proceso de

disolucin?

Lo que se genera es que estos dos reactivos son importantes para determinar las bases y

cidos (sales), el cual, ayudan a concentrar los iones del agua en sus diferentes etapas de

entalpia.

5) Hallar el calor de disolucin del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH slido en

250 ml, la temperatura de la disolucin se incrementa en 1,24 C. As mismo, calcular la

entalpa molar de disolucin del NaOH.

Calor cedido por el NaOH = calor absorbido por el agua

Calor absorbido por el agua = masa de agua * calor especfico 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 especfico del agua = 1 cal/(g * C)




En definitiva:

Calor absorbido por el agua = 250 g * 1 cal/(g * C) * 1.24 C = 310 cal .

Este es el calor producido por la disolucin de 1.2 g de NaOH.

El calor de disolucin del NaOH ser: Q = 310 cal / 1.2 g = 258.3 cal/g




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 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),

Ingeniera ambiental 358115, director Nacional 2011. {modulo}.

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

agrarias, segunda edicin. Bogot D C.




PRCTICA 2 DETERMINACIN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES




N de Grupo

Correo tutor

Wendy Lorainy Vlez

1062402548

[email protected]

Jos Mauricio Prez



du.co

Jan Carlos Lagos

Baquero

1065621931

[email protected]



du.co




358115_1

TUTOR:




CEAD VALLEDUPAR

NOVIEMBRE 2014




RESUMEN

La constante universal de los gases relaciona varias funciones de estado, dentro de las cuales

se encuentran la energa, la temperatura y la cantidad de moles de un gas.

Este valor constante es utilizado en la ecuacin 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 presin y temperatura constantes, el volumen de un gas est relacionado directamente con

el nmero de moles de dicho gas, la segunda dice que si se mantiene constante el volumen y el

nmero de moles de un gas, un aumento de temperatura causar un aumento en la presin. De

la misma manera, un descenso de temperatura es responsable de un descenso en la presin

de dicho gas y la ltima predice que en si se mantiene constante la presin de un gas, un

aumento en la temperatura causar un aumento en el volumen del gas.

El objetivo de esta prctica fue determinar la constante universal de un gas, recolectando gas

carbnico a partir de la reaccin entre el cido clorhdrico y el carbonato de calcio con el fin de

establecer la relacin entre el nmero 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 carbnico a partir de la reaccin entre el cido clorhdrico y el carbonato

de calcio.

Establecer la relacin entre el nmero de moles (n) y el volumen de CO2 (V) producido

en condiciones de P y T constantes.

Determinar por mtodo grfico y estadstico 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.




INTRODUCCIN Durante el desarrollo de esta prctica se pretenda recolectar gas carbnico partir de una

reaccin generada entre el cido clorhdrico y el carbonato de calcio, de igual forma poder

establecer la relacin que existe entre el nmero de moles(n) y el volumen de CO2 (V)

producido en unas P y T constantes y por ultimo poder determinar por un mtodo grfico

y estadstico la constante R de los gases, a partir de la pendiente de la recta de V contra n. Todo esto se logr 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 fcilmente, se difunden fcilmente. Gracias a esto es que podemos descubrir que el estado gaseoso es un estado disperso de la materia, porque permite que las molculas del gas que estn separadas unas

de otras por distancias mucho mayores del tamao del dimetro real de las molculas, por lo

que tenemos que el volumen ocupado por el gas ( V) depende de la presin (P), la temperatura (T) y de la cantidad o nmero de moles ( n)





CONCEPTOS CONCEPTOS

Atmsfera Mezcla

TCM Temperatura

Gases Leyes empricas

Sistema Termodinmico Avogadro

Ecuacin de estado Ideales

Reales Presin

Energa Cintico Molecular Van Der Waals

PV= Nrt Constante universal de los gases

Charles y Gay Lussac Boyle y Mariotte

1.1 MAPA CONCEPTUAL




1.2 MENTEFACTO CONCEPTUAL

CONCEPTO CONCEPTO CONCEPTO CONCEPTO

CaCO3 Energa Cintico

Molecular

cido Clorhdrico

Cloruro de sodio

Temperaturas altas

Gas Carbnico

Gas ideal Constante universal de los gases

Reaccin Qumica

R=PV/nT

Carbonato clcico

Presiones bajas

HCl CO2 Mezcla de gases NaCl

Atmsfera Presiones altas Temperaturas bajas Ecuacin de estado

Cuba hidroneumtica

0,082L.atm/molK

Leyes empricas

1,98cal/molK


2.1 LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS UTILIZADOS Tabla 1.lista de materiales y equipos utilizados en la prctica

Materiales Equipos

Baln de fondo plano con desprendimiento lateral Balanza analtica

Tapones de caucho horadados, termmetro

manguera con acople de vidrio

esptula metlica,

probeta graduada de 500mL ,

beaker grande de 1 L,

Tabla 2. Lista de reactivos a utilizar

Reactivo Frmula Concentracin

Carbonato de calcio o bicarbonato de sodio CaCO3

cido clorhdrico HCL 2N

Agua destilada H2O

2.3 PROCEDIMIENTOS Tabla 3.Tcnicas analticas desarrolladas para las variables evaluadas

VARIABLE (INDICADOR EVALUADA) TCNICA ANALTICA UTILIZADA

V(mL) de Co2 Producido Volumetra (gas producido en la reaccin)




2.3.1 Protocolos de Muestras Analizadas

COMPUESTO DESCRIPCION IMAGEN

Carbonato de

Calcio

Es un compuesto qumico 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

cido Clorhdrico

Disolucin acuosa del gas cloruro de Hidrogeno (HCl), Es muy corrosivo y acido. Se emplea comnmente como Reactivo qumico y se trata de un cido 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 tambin contiene agua hasta ms o menos partes de su volumen (se puedeutilizar tambin una cubeta de plstico). Es importante que no queden burbujas enel agua de la probeta y que sta permanezca llena hasta el fondo de la misma.

Pesar cuidadosamente, s es posible en balanza analtica , ms menos : 0,1g ;0,2g ; 0,4g ;0,8g y 1,2 g de CaCO3

Adicionar 200mL de HCl 2N en el baln 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 reaccin cese, entonces medir el volumen (1) de gas producido.

Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente eltermmetro y medir la temperatura (T

1) del gas, registrar en la tabla de datos.

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

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

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




TABLAS DE DATOS

Tabla 4: Volmenes y temperaturas de CO2 obtenidos en las 2 experiencia

Experimento Wcaco3(gr) VCO2(ml T(C)

1 0.1 5 26.1

2 0.2 8 26.2

3 0.4 14 26.2

4 0,8 30 26.7

5 1,2 72 26.8

3.1. CALCULOS:

A partir de los gramos de adicionados y teniendo en cuenta la estequiometria de la

reaccin, Calcular los moles de producidas en cada experiencia. 1. Como el peso atmico 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 atmico 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 atmico 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 atmico 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 atmico 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 presin atmosfrica de la regin, lo mismo que la presin de vapor del agua a temperatura trabajada, encontrar la presin del gas carbnico as;

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




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 obtencin del gas carbnico

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 nmeros de moles de CO2




4. DISCUSIN DE RESULTADOS

Aunque como sabemos a temperatura y presin constante, el volumen y el nmero de moles es

directamente proporcional; sin embargo, en la reaccin cuarta (4) con 0,4 gramos el volumen de

gas fue mayor que en el experimento cinco, lo que genera una hiptesis de errores humanos o

de montaje en la prctica.

En los tres primeros experimentos se present un aumento de volumen con el aumento

de la concentracin, sin embargo no fue proporcional.

El error de clculo de la constante universal de los gases dio un valor muy alto (78802%) y

sta situacin se da por dos situaciones: la primera porque el gas carbnico no es un gas

ideal y para esta prctica se tuvo en cuenta las ecuaciones de gases ideales; la segunda, por

los errores en la toma de datos.

La reaccin entre el carbonato de calcio y el cido clorhdrico es una reaccin exotrmica, sin

embargo la toma de la temperatura fue dispendiosa por el volumen de agua de la probeta,

adems hay que tener en cuenta que el gas antes de llegar a la probeta es lavado por el agua

de la cuba. As que en promedio experimental aument en 1,6C con respecto a la temperatura

que tena el agua.




6. CONCLUSIONES

Se puede observar que a mayor presin el tambin aumenta pero conserva la temperatura ya

que es una constante.

Se pudo realizar la relacin entre el nmero 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

atmosfricas y/o vapor de a gua se tuvo mucho cuidado ya que si no se realizaban dichas

conversiones estaramos generando un error de clculo.

La reaccin entre el carbonato de calcio y el cido clorhdrico es exotrmica.

Los gases ideales, no se encuentran de manera fcil en la naturaleza, por lo general el aire es

el que tiene caractersticas de gas ideal.

Para garantizar la precisin 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. Cules son los principales factores de error en este experimento?

El principal factor de error, es que se trabaj la temperatura como una constante sin tener en

cuenta que al ser trabajada con muestras abiertas, la temperatura cambia ya que est es

variable con el volumen de acuerdo a la ley de los gases ideales; tambin se debe tener en

cuenta que la presin del CO2 con la que se trabaj nicamente depende de la presin

atmosfrica de la ciudad y de la presin 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 tom un registro de presin de CO2 lo cual pude dar a lugar a resultados

errneos pues lo ideal es tomar varias muestras en diferentes tiempos y con ello obtener un

promedio con el que se debera trabajar.

2. Cul ser la relacin entre volumen y nmero de moles para un gas real o no ideal?

En condiciones normales tales como condiciones normales de presin y temperatura, la

mayora de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Los gases

reales no se expanden infinitamente, sino que llegara un momento en el que no ocuparan

ms volumen. Esto se debe a que entre sus partculas, ya sean tomos como en los gases

nobles o molculas como en el (O2) y la mayora de los gases, se establecen unas fuerzas

bastante pequeas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostticas, 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 relacin volumen moles, hay un punto

donde no se puede condensar ms el gas y por ello puede aumentar la cantidad de materia

pero el volumen no aumenta.

A una presin y temperatura constante, un aumento en el nmero de moles (nmero de

partculas) de un gas resulta en un incremento en su volumen (expansin). Se puede

decir, entonces, que la relacin entre volumen y nmero de moles, al igual que la relacin entre

temperatura y volumen, es directamente proporcional a mayor nmero de moles, mayor

volumen y viceversa. En un sistema que sufre un cambio de nmero de moles, el

volumen inicial entre el nmero de moles inicial es igual al volumen final entre el nmero de

moles final.

Volumen Inicial / # Moles Inicial = Volumen Final / # Moles Final

Vi/ ni= Vf / ni

En la relacin entre volumen y nmero de moles, es importante recordar el Principio de

Avogadro, el cual sostiene que a una misma temperatura y presin, volmenes iguales de todos

los gases poseen el mismo nmero de partculas. De manera experimental, se ha determinado

que en condiciones normales, a 1 atm y 0C, un mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 L.

A1 atm y 0C (condiciones normales):




1mol de un gas = 22.4L

3. Cules son las principales ecuaciones de estado de los gases reales o no ideales?

Ecuacin General de Estado

Los cuatro factores antes mencionados, presin, volumen, temperatura y nmero de moles,

pueden relacionarse entre s en una sola expresin matemtica, llamada ecuacin general de

estado. En esta ecuacin, se establecen las mismas relaciones

el volumen es inversamente proporcional a la presin y directamente proporcional a la

temperatura y nmero de moles, as: PV = nRT, donde R es la constante de los gases y tiene

un valor de 0.082 atm *L/mol* K. PV = nRT.

Ecuacin de estado de Van der Waals: [3]

Dnde:

P= Presin del gas

V= Volumen del gas

n= Nmero 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 ecuacin de los gases reales y el comportamiento observado

experimentalmente.

Ecuacin de estado de Redlich-Kwong [4]

Donde

R = constante de los gases (8.31451 J/molK)

Introducida en 1949, la ecuacin de Redlich-Kwong fue una mejora considerable sobre las otras

ecuaciones de la poca. An goza de bastante inters debido a su expresin relativamente

simple. Aunque es mejor que la ecuacin de Van der Waals, no da buenos resultados sobre la

fase lquida y por ello no puede usarse para calcular precisamente los equilibrios lquido-vapor.




Sin embargo, puede usarse conjuntamente con expresiones concretas para la fase lquida en

tal caso.

La ecuacin de Redlich-Kwong es adecuada para calcular las propiedades de la fase gaseosa

cuando el cociente entre la presin y la presin crtica es menor que la mitad del cociente entre

la temperatura y la temperatura crtica.

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

Esta modelizacin realizada en 1940 especialmente para hidrocarburos livianos y las mezclas

de los mismos tambin es denominada ecuacin BWR.

La modelizacin matemtica BWR aproxima al comportamiento real de los gases cuando la

densidad es menor que 2,5 veces la densidad reducida: siendo la inversa del volumen

especfico de la ecuacin. Es por eso que tambin se la puede encontrar de la siguiente

forma:

(

)

+

(

) (

)

Ecuacin de estado del Virial [4]

Aunque generalmente no es la ecuacin de estado ms conveniente, la ecuacin del Virial es

importante dado que puede ser obtenida directamente por mecnica estadstica. Si se hacen

las suposiciones apropiadas sobre la forma matemtica de las fuerzas intermoleculares, se

pueden desarrollar expresiones tericas para cada uno de los coeficientes. En este caso B

corresponde a interacciones entre pares de molculas, C a grupos de tres, y as sucesivamente.

Si comparamos la ley de Van der Waals con la ley de los gases ideales, cuando la presin de

un gas no es demasiado alta los gases ideales no difieren mucho.




8. BIBLIOGRAFA

Colombia, Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD. (2012). Modulo del curso Fisicoqumica. Bogot: Autores.

Tomado de: Educar gases ideales. [En lnea]. [Fecha de acceso 08 de Noviembre de 2012]. URL disponible http://www.amschool.edu.sv/paes/science/moles.htm.

Levine Ira N. (1996) Fisicoqumica, Ed McGraw-Hill, cuarta edicin. Madrid, Espaa

Romero C y Blanco L (1996).Tpicos en qumica bsica, experimentos de laboratorio.

Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Fsicas y Naturales. Bogot D.C Castellan W.,

Fisicoqumica, (1987), Pearson Educacin, Mxico D.F, Segunda edicin

Granados J., (1999), Fisicoqumica aplicada. Ed antropos, UNAD, facultad de ciencias agrarias, segunda edicin. Bogot D C




PRCTICA 3

CINTICA DE LA DESCOMPOSICIN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO DEL HCl

CONCENTRADO.




N de Grupo

Correo tutor

Wendy Lorainy Vlez

1062402548

[email protected]

Jos Mauricio Prez



du.co

Jan Carlos Lagos

Baquero

1065621931

[email protected]



du.co




358115_1

TUTOR:




CEAD VALLEDUPAR

NOVIEMBRE 2014

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD Escuela de Ciencias Agrcolas, Pecuarias y del Medio Ambiente ECAPMA

Programa: Ingeniera Ambiental IA Curso: Fisicoqumica Ambiental FA Director: Jairo Granados

INFORME DE LABORATORIO

RESUMEN

La presenta practica se realiza con el fin de que el estudiante de ingeniera 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 bsico y neutro.

PALABRAS CLAVES: HCl, Tiosulfato de sodio, cintica, reaccin.

INTRODUCCIN

El tiosulfato de sodio hace reaccin con el HCl teniendo en cuenta esta ecuacin.

Cuando el cido clorhdrico reacciona con el Tiosulfato pone en libertad el cido tiosulfurico

(H2S2O3), este se descompone en dixido de azufre, agua y azufre este se precipita en la

solucin y produce opacamiento de la solucin. De esta manera a travs de la reduccin de

azufre se sigue la cintica de esta reaccin.





1.1 MAPA CONCEPTUAL


2.1. lista de materiales y equipos utilizados

Materiales Equipos

5 Beaker de 80 ml 4 cronmetros

Pipetas graduadas de 5 y 10 ml Termmetro

Matraz de 1 L Bao termostatado o aparato de

calentamiento (mechero, trpode, malla de

asbesto)

balanza

2.2. Reactivos a utilizar

Reactivo Formula Concentracin

Tiosulfato de sodio Na2s2o3 0,1 M

cido clorhdrico HCl 1 N

Agua destilada H2O

2.3. PROCEDIMIENTOS

Alistar las soluciones de tiosulfato sdico (Na2S2O3)0,1 N y cido clorhdrico 1N.

Lavar 4 Erlenmeyer pequeos (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 termmetro.

A partir de la solucin de tiosulfato sdico, preparar soluciones 0,05 M;0,025

M y 0,0125M de la siguiente forma




Beaker [ ] mL de Tiosulfato mL agua destilada

1 0,1 M 10 0

2 0,05 M 5 5

3 0,025 M 2,5 7,5

4 0,0125 M 1,25 8,75

Mezclar suavemente las soluciones anteriores.

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

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

Repetir el procedimiento anterior, pero colocando los Beaker en un bao 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 CLCULOS

1. Para cada temperatura trabajada (T1 y T2 ), completar la

siguiente tabla: Temperatura 1

T1(K ) [Na2S2O3] (M)

t(min) Log Log

[Na2S2O3] V

301 0,1000

301 0,0500

301 0,0250

301 0,0125

0.616 0.16 -1 -0.7

0.817 0.06 -1.3 -1.2

1.866 0.01 -1.6 -1.9

3.63 0.003 -1.9 -2.4




2. En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las grficas de Log V contra

Log [Na2S2O3], para cada temperatura.

3. Linealizar las anteriores grficas por el mtodo de los mnimos cuadrados y a partir de la

pendiente (m) y el intercepto (b), calculados para cada una, encontrar el orden de

reaccin (n) y las constantes especficas de velocidad (K1 y K2).

T1 Agua ambiente

M= 2,5

B= 1,3

T2 Agua ambiente

M= 2,5




B= 1,3

4. Trazar las grficas corregidas en una hoja milimetrada, indicando la ecuacin respectiva

de cada una

5. A partir de K1 y K2; T1 y T2, determinar la ENERGA DE ACTIVACIN en cal/mol;

Kcal/mol y BTU/mol, lo mismo que el FACTOR DE FRECUENCIA (A) para esta reaccin.

(utilizar el mtodo algebraico o grfico de Arrhenius).




6. Trazar la grfica 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 grfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar.

3.2. DISCUSIN DE RESULTADOS

Se analiza que en la temperatura ambiente (T1) la velocidad de reaccin es mucho ms

rpida que en la del agua a temperatura fra ya que a esta temperatura se observa que

la velocidad de reaccin fue ms lenta y que al momento del experimento cuando

necesitbamos que se opacara la solucin se tard ms en opacarse en las cuatro

soluciones que se encontraban a temperatura fra 14C.




4. CONCLUSIONES

La velocidad de reaccin se observa cuando se presenta el opacamiento en la sustancia.

Mediante el desarrollo de la prctica se observa variaciones en las distintas soluciones.

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

temperaturas diferentes.




5. CUESTIONARIO

1) A qu temperatura ocurri ms rpida la reaccin? Qu tipo de parmetros obtenidos por

usted en esta prctica, justifican su respuesta?

La reaccin ocurri mas rpido a T = 28C a temperatura ambiente debido a que fue la

temperatura en la que se opac ms rpido los tiempos en esta reaccin fueron muchos menos

que los presentes en la solucin con temperatura fra 14C.

2) Por qu se trabaja con cido clorhdrico de concentracin constante (1M)?

Se trabaja a esta concentracin porque entre ms grande sea la concentracin del cido ms

rpido se presentan los cambios y se empieza a notar y estudiar la velocidad de reaccin.

3) qu significados tienen los valores de la energa de activacin, el valor de frecuencia de

Arrhenius y el perodo de vida media, determinados por usted en este experimento?

Energa de Activacin: Esta provoca la efectividad de la reaccin qumica, lo cual sucede

cuando la temperatura aumenta se acelera la velocidad ya que se aumenta la energa

cintica de las molculas.

Frecuencia de Arrhenius: demuestra la influencia de la temperatura en la velocidad

de una reaccin qumica.

Periodo de vida media: Tiempo que gasta la concentracin inicial del reactante A

hasta disminuirse a la mitad sea descomponerse el 50%.

4) Cules son las principales aplicaciones de la cintica qumica a nivel Ambiental?

La cintica qumica es importante en procesos de contaminacin al medio ambiente para poder

reducir la contaminacin por medio de la cintica qumica es decir reducir el tiempo de la

contaminacin para as mismo reducir la contaminacin en s misma.




6. BIBLIOGRAFA

GRANADOS Jairo Enrique, Protocolo de prcticas (2011)

Informe Laboratorio Fisicoquimica Ambiental

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