Syllabus Fisicoquimica - Udabol Virtual

FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
UNIDAD ACADÉMICA SANTA CRUZ
FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
Ingeniería Ambiental
TERCER SEMESTRE
SYLLABUS DE LA ASIGNATURA
FÍSICO-QUÍMICA
Elaborado por: Ing. José Luis Trujillo
Gestión Académica I/2008
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FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
UDABOL
UNIVERSIDAD DE AQUINO BOLIVIA
Acreditada como PLENA mediante R. M. 288/01
VISIÓN DE LA UNIVERSIDAD
Ser la Universidad líder en calidad educativa.
MISIÓN DE LA UNIVERSIDAD
Desarrollar la Educación Superior Universitaria con calidad y competitividad al servicio de
la sociedad.
Estimado (a) Estimado (a) estudiante:
El syllabus que ponemos en tus manos es el fruto del trabajo intelectual de tus docentes, quienes han
puesto sus mejores empeños en la planificación de los procesos de enseñanza para brindarte una
educación de la más alta calidad. Este documento te servirá de guía para que organices mejor tus
procesos de aprendizaje y los hagas muchos más productivos. Esperamos que sepas apreciarlo y
cuidarlo.
Aprobado por: Ing. Gelen Perlina Tondelli Méndez
Fecha: Enero de 2008
SELLO Y FIRMA
JEFATURA DE CARRERA
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FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
2.2.2.
2.2.3.
SYLLABUS
Asignatura:
Físico-Química
Código:
QMC - 206
Requisito:
QMC - 200
Carga Horaria:
100 Horas
Horas Teóricas:
60
Horas Prácticas:
Créditos:
40
5
2.2.4.
2.2.5.
2.2.6.
TEMA 3.
3.1.
3.2.
I. OBJETIVOS GENERALES DE LA
ASIGNATURA.
3.3.
3.4.
 Aplicar las Leyes y propiedades de la
Fisicoquímica en el desarrollo de problemas y
aplicaciones conceptuales.
4.1.
4.2.
4.3.
 Identificar
las
diferentes
propiedades
fisicoquímicas de las Disoluciones.
DE
LA
4.4.
4.5.
UNIIDAD I: INTRODUCCIÓN A LA
FISICOQUIMICA
4.6.
TEMA 1.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
DE LA FISICOQUIMICA
1.1.
1.2.
1.3.
1.4.
1.5.
1.6.
1.7.
Introducción. Definición de fisicoquímica
Clases de materia
Cases de sustancias
Masa atómica y masa molar .El mol
Disoluciones. Clases de disoluciones.
Concentración de las disoluciones.
Diferentes
formas
de
expresar
concentración.
4.7.
5.1.
5.2.
la
5.3.
2.1.
2.2.
5.4.
5.5.
GASES IDEALES.
5.6.
5.7.
Gases Ideales. Características.
Leyes de los gases ideales.
2.2.1. Ley de Boyle. Isoterma de Boyle.
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PRINCIPIO
DE
LA
Introducción.
Termodinámica Química.
Sistema termodinámico..Clases de sistemas.
Propiedades de un sistema Estados de un
sistema.
Variables de estado. Cambio de estado.
Funciones de estado.
Procesos reversibles e irreversibles. Proceso
isotérmico. Proceso isobárico. Proceso
adiabático
Calor. Trabajo. Energía interna. Trabajo de
expansión y de compresión
Primer principio de la Termodinámica.
TEMA 5.
UNIDAD II: GASES.
TEMA 2.
Características de los gases reales.
Desviaciones de los gases reales. Isoterma
de los gases
Factor de compresibilidad.
Ecuación de Van der Walls para gases
reales.
TEMA 4. PRIMER
TERMODINÁMICA.
 Resolver problemas a partir de conocimientos
de leyes y propiedades físicas y química de la
materia.
ANALÍTICO
GASES REALES
UNIDAD III TERMODINÁMICA.
 Ejercitar el pensamiento crítico alternativo y
reflexivo durante el desarrollo de la materia.
II.
PROGRAMA
ASIGNATURA.
Ley de Charles. Isoterma de Charles.
Ley de Gay Lussac. Isocora de Gay
Lussac.
Ecuación combinada de los gases
ideales.
Ecuación General de los gases.
Ley de Dalton.
TERMOQUIMICA
Introducción. Cambios energéticos en las
reacciones
químicas.
Ecuaciones
termoquímicas.
Entalpía. Variación de entalpía y calor a
presión constante.
Entalpía de formación Estado de referencia
para la entalpía.
Entalpía de combustión.
Otros cambios de entalpía que se presentan
en la Química.
Ley de Hess.
Relación entre la variación de entalpía y la
variación de energía interna.
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5.8.
Influencia de la temperatura
entalpías de reacción.
sobre
las
8.11. Método del paso de la gota. Expresión de
cálculo.
8.12. Método del anillo. Expresión de cálculo.
8.13. Coeficiente térmico de expansión de un
líquido (α).
8.14. Coeficiente de compresibilidad de un líquido
(β).
8.15. Ejercicios.
TEMA 6.
SEGUNDO Y TERCER PRINCIPIO
DE LA TERMODINÁMICA.
6.1.
6.2.
6.3.
6.4.
6.5.
Segundo principio de la termodinámica. Ciclo
de Carnot. Eficiencia térmica.
Entropía..Definición estadística de la entropía.
Unidades en que se expresa la entropía.
Cálculos de las variaciones de entropía en
procesos reversibles e irreversibles.
Tercer
principio
de
la
termodinámica..Variaciones de entropía en
las reacciones químicas.
TEMA 7.
7.1.
7.2.
7.3.
7.4.
7.5.
7.6.
7.7.
TEMA 9.
9.1.
9.2.
9.3.
ENERGIA LIBRE Y EQUILIBRIO
9.4.
9.5.
Criterio termodinámico de espontaneidad.
Energía libre de Helmholtz y energía libre de
Gibbs. Ecuación matemática para determinar
la energía libre de Gibbs
Ecuaciones fundamentales para los sistemas
cerrados. Interpretación de los valores de la
energía libre de Gibbs
Energía libre tipo de formación o energías
libres standard de Gibbs.
Equilibrio químico y criterios termodinámicos
para el equilibrio.
Conceptos de fugacidad y actividad.
Relación entre la energía libre y a constante
de equilibrio.
9.6.
9.7.
9.8.
9.9.
8.1.
8.2.
8.3.
8.4.
8.5.
8.6.
8.7.
Definición del estado líquido.
Propiedades de los líquidos. Viscosidad
Formas de calcular la viscosidad .Unidades.
Ecuación de Poiseville.
Viscosímetro de Otswald.
Ecuación de Stokes.
Tensión superficial. Definición. Expresión
matemática. Unidades.
8.8. Características de un líquido con relación a la
tensión superficial.
8.9. Métodos para determinar la tensión
superficial.
8.10. Método de ascenso capilar. Expresión de
cálculo.
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DISOLUCIONES REALES.
10.1. Características.
10.2. Ecuación matemática del volumen molar
parcial de los componentes en la disolución.
10.3. Definición matemática de las características
de las propiedades de los componentes
individuales en disolución.
10.4. Desviaciones de la Ley de Raoult. Mezclas
con temperatura de ebullición máxima o
mínima. Mezclas azeotrópicas.
10.5. Diagramas de Presión vs. Composición y
temperatura vs Composición.
10.6. Regla de las fases. Destilación fraccionada.
ESTADO LIQUIDO
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Estudio de la tensión de vapor de los líquidos.
Variación con la temperatura.
Curva de la tensión de vapor.
Diagrama de fase de una sustancia pura
.Fases. Componentes. y
Grados de libertad. Regla de las fases.
Mezcla de líquidos solubles y volátiles.
Presión de vapor parcial de cada componente
en una mezcla .Presión de vapor de la
disolución.
Modelo matemático para las disoluciones
ideales. Ley de Raoult. Diagrama de fases
Presión
vs. composición a temperatura
constante.
Diagramas de temperatura vs. composición a
presión constante.
Aplicación de la regla de las fases.
Ecuación matemática. Interpretación física..
TEMA 10.
UNIDAD IV. ESTADO LÍQUIDO CAMBIOS DE
ESTADO.
TEMA 8.
DISOLUCIONES IDEALES
TEMA 11.
PROPIEDADES COLIGATIVAS.
11.1. Propiedades Coligativas. Definición.
11.2. Ecuación de Claussius –Clapeyron.
11.3. Ascenso
ebulloscópico.
Expresión
matemática.
11.4. Descenso crioscópico.
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FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
UNIDAD V INTRODUCCIÓN A LA CINÉTICA
QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO
TEMA 12.
12.1.
12.2.
12.3.
12.4.
12.5.
12.6.
12.7.
12.8.
12.9.
Orden de reacción. Definición.
Reacciones de orden cero. Ecuación.
Reacciones de primer orden. Ecuación.
Reacciones de segundo orden. Ecuación.
Ecuación para determinar el orden de
reacción conocido k.
12.10. Otras formas de medir la velocidad.
12.11. Cinética para reacciones en equilibrio.
Expresión matemática.
CINETICA QUÍMICA
Velocidad de reacción .Factores de que
depende la velocidad de reacción.
Métodos para medir la velocidad de
reacción..
Velocidad instantánea.
Constante de velocidad específica de la
reacción.
III.- ACTIVIDADES A REALIZAR POR LAS BRIGADAS UDABOL

Tipo de Asignatura: De acuerdo a las características de la carrera y de la asignatura la materia de
Fisicoquímica es una materia de tipo B.

Diagnostico para la detección del problema: Actualmente los mercados y restaurantes contaminan
las aguas pluviales que fluyen en los canales de drenaje de la ciudad de Santa Cruz y a su vez estos
contaminan las aguas de los ríos cercanos a la ciudad. La materia de Fisicoquímica será de apoyo al
proyecto que ejecutara la materia de Tratamientos de Aguas I.

Nombre del proyecto: La materia de Fisicoquímica apoyara al proyecto de ”Diagnostico de las aguas
pluviales de los canales de drenaje de la ciudad de Santa Cruz”
TRABAJO A REALIZAR POR
LOS ESTUDIANTES
Realizar
trabajos
de
investigación de recolección
de datos de aguas residuales,
y plantear soluciones para el
tratamiento
y
análisis
fisicoquímicos.
Densidad,
viscosidad, tensión superficial
Realizar los diferentes análisis
a
las
aguas
pluviales
juntamente con los estudiantes
de Tratamiento de Aguas I
Realizar un informe del
diagnostico de las aguas
pluviales de los canales de
drenaje.
LOCALIDAD, AULA O
LABORATORIO
Canal Isutu
Canal de los diferentes
mercados
Antes del primer
parcial
Laboratorio de Química
Estudiantes de 3er y
6to semestre de
Ingeniería Ambiental
Después del
segundo parcial
UDABOL
Todos los estudiantes
de la universidad
UDABOL

En todo el semestre se realizarán preguntas
escritas, exposiciones de temas, trabajos prácticos,
Work Papers, DIF’s, además las actividades
planeadas para las Brigadas UDABOL. Estas
evaluaciones tendrán una calificación entre 0 - 50
puntos.
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3 de Junio
PROCESO DE APRENDIZAJE O SUMATIVA.
Se realizarán dos evaluaciones parciales con
contenidos teóricos y prácticos.
El examen final consistirá en la defensa de un
proyecto que se realizará a lo largo de todo el
semestre.
Cada uno de estos exámenes tendrá una
calificación entre 0 - 50 puntos.
PROCESUAL O FORMATIVA.
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FECHA
PREVISTA
Estudiantes de 3er
semestre de
Ingeniería Ambiental
IV. EVALUACIÓN DE LA ASIGNATURA.

INCIDENCIA SOCIAL
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V. BIBLIOGRAFIA.
Ingeniería Coyoacán . México. 2006
BIBLIOGRAFÍA COMPLEMENTARIA.
BIBLIOGRAFÍA BASICA.


Atkins Peter. y Jones Loreta: Principios de
Química,
Tercera
Edición
Editorial
Ball, David: Colección Ciencias Ingeniería
Editorial Thomson Internacional. Edición 2004
Médica
Panamericana S.A. 2006. (Signatura Topográfica:
Argentina.
540At52)


Química Editorial Síntesis. 2000.
Lembo Antonio y otros. Livro I. Geral e
inorgánica.
Anglo
Vestibulares.
Brasil.
Rodriguez Renuncio: Juan A: Termodinámica.
1991.
(Signatura Topográfica: 540L54)

Soto Ayala Rogelio: Cuaderno de Ejercicios de
Fisicoquímica, Edición Parkinson. Facultad de
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VI. PLAN CALENDARIO.
SEMANA
ACTIVIDADES
OBSERVACIONES
1
Tema 1: del 1.1 hasta 1.4
2
Tema 1: del 1.5 hasta 1.7
3
Tema 2: del 2.1 hasta 2.2
4
Tema 3: del 3.1 hasta 3.4
5
Tema 4 del 4.1 hasta 4.3
6
Tema 4: del 4.4 hasta 4.7
7
Tema 5: del 5.1 hasta 5.4
EVAL PARC I
8
Tema 5: del 5.5 hasta 5.8
EVAL PARC I
9
Tema 6: del 6.1 hasta 6.5
Presentación de notas
10
Tema 7: del 7.1 hasta 7.3
Laboratorio # 4
11
Tema 7: del 7.4 hasta 7.7
12
Tema 8: del 8.1 hasta 8.5
13
Tema 8: del 8.6 hasta 8.9
14
Tema 8: del 8.10 hasta 8.15
EVAL PARC II
15
Tema 9: del 9.1 hasta 9.9
EVAL PARC II
16
Tema 10: del 10.1 hasta 10.6
Presentación de notas
17
Tema 11: del 11.1 hasta 11.4
Laboratorio # 6
18
Tema 12: del 12.1 hasta 12.11
Laboratorio # 7
19
EVALUACIÓN FINAL
20
EVALUACIÓN FINAL
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SEGUNDA INSTANCIA
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Laboratorio # 1
Laboratorio # 2
Laboratorio # 3
Laboratorio # 5
Presentación de Actas
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 1
UNIDAD O TEMA: Temas 2 y 3
TITULO: Gases
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
1.- Gas.
no constantes universales, puesto que sus valores
varían de un gas a otro.
Sustancia en uno de los tres estados diferentes de
la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el
gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida
y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen
libremente y están limitados por superficies que
forman por sí solos. Los gases se expanden
libremente hasta llenar el recipiente que los
contiene, y su densidad es mucho menor que la de
los líquidos y sólidos.
Cambios de estado La materia existe en diferentes
fases o estados. Modificando la temperatura y la
presión de una muestra de materia, ésta puede
pasar de uno de sus estados (sólido, líquido o
gaseoso) a otro; se trata de una transición de fase o
cambio de estado.
CUESTIONARIO WORK PAPER N° 1.
2 LEY DE LOS GASES IDEALES
1.- ¿Cuáles son las propiedades fundamentales de
los gases?
2.-Establezca las expresiones matemáticas de las
leyes de Boyle, Charles y Gay Lussac.
3.-Mencione las variables macroscópicas que
definen el estado de un gas.
4.- ¿Por qué la ecuación de estado del gas ideal no
es del todo correcta?
5.- ¿Qué valores toma la constante R en la
ecuación de estado y de qué dependen esos
Valores?
6.-En un cilindro y debajo de un pistón está
encerrado un m 3 de aire a la presión de 9 atm y 20º
C .Calcular:
a) La presión del aire interior si manteniendo
constante la posición del pistón, se calienta el
aire hasta 120º C.
b) La presión del aire interior si luego de haber
calentado el aire hasta 120º C se deja expandir
isotérmicamente hasta ocupar un volumen de 8
m3.
7.- Calcular el número de moléculas por centímetro
cúbico de un gas ideal a 27º C y a la presión de 10-5
mm de Hg.
Leyes de Boyle-Mariotte y de Charles y Gay-Lussac
La ley de Boyle-Mariotte, descubierta a mediados
del siglo XVII, afirma que el volumen de un gas
varía inversamente con la presión si se mantiene
constante la temperatura. La ley de Charles y GayLussac, formulada alrededor de un siglo después,
afirma que el volumen de un gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta si la presión
se mantiene constante.
La ecuación de estado del gas ideal no es del todo
correcta: los gases reales no se comportan
exactamente así. En algunos casos, la desviación
puede ser muy grande. Por ejemplo, un gas ideal
nunca podría convertirse en líquido o sólido por
mucho que se enfriara o comprimiera. Por eso se
han propuesto modificaciones de la ley de los
gases ideales, pV = nRT. Una de ellas, muy
conocida y particularmente útil, es la ecuación de
estado de van der Waals (p + a/v2)(v - b) = RT,
donde v = V/n, y a y b son parámetros ajustables
determinados a partir de medidas experimentales
en gases reales. Son parámetros de la sustancia y
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ToC
8.- El oxígeno se vende generalmente en cilindros
de acero de 6 pies3 a una presión de 150 lb/pulg2
aproximadamente a 60º F. Hallar el la masa de O2
que contiene uno de estos cilindros suponiendo un
comportamiento ideal del oxígeno a estas
condiciones.
9.- Cuántos globos esféricos de goma de 5 L de
capacidad pueden llenarse en las condiciones
normales con el Hidrógeno procedente de un
tanque que contiene 300 L del mismo a 68º F y 5
atm de presión.
10.- Un gramo de nitrógeno ( N2 ) y un gramo de
oxígeno ( O2 ) se colocan en una botella de 2 L a
70º F . Calcular la presión parcial de cada gas, la
presión total y la composición del gas en moles por
ciento.
11.- La composición del aire es 23,1 % de oxígeno,
75,6 % de nitrógeno y 1,3 % de Argón. Calcular las
presiones parciales de estos tres gases en un
recipiente de 1 L de capacidad Que contiene 2 g de
aire a 20º C.
12.- Un gas consiste en una mezcla de etano y
butano. Un balón de 300 mL se llena con el gas a la
presión de 750 Torr a 25º C. Por diferencia de
pesada, el peso del gas es 0,37 g. Calcular la
composición molar de la mezcla.
13.- En la experiencia de los gases ideales a
volumen constante, se obtuvo los siguientes
valores:
∆P mm de Hg 0 18 25 33 41 52 60 70
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24 29 34
39
44 49
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En la Ciudad de Santa Cruz de la Sierra la presión
promedio es de 725 mm de Hg. Si la Presión
absoluta en función de la temperatura viene dado
por la siguiente expresión:
P = Po + ßp Po T
Calcular el coefic8iente térmico de presión y la
temperatura alcanzada si la presión absoluta
Alcanzara a 1,5 atm.
14.- Calcular el volumen ocupado por un mol de
CH4 a 0o C y 50 atm utilizando :
a) La ecuación de Van der Waals.
b) El factor de compresibilidad Z.
15.- Dos pies3 de nitrógeno ( N2 ) a 110º C y 30 atm
se comprimen a 100 atm y se enfría a –100º C.
Calcular el volumen final utilizando los valores del
factor Z.
16.- Calcular la presión a la cual 10 moles de
metano ( CH4 ) ocupan un volumen de 1756 mL a
0o C:
a) Por la ecuación de Van der Waals.
b) Por la ecuación de los gases ideales.
17.- Mediante la ecuación de Van der Waals hallar
la temperatura a la cual dos moles de SO2 gaseoso
ocupan un volumen de 15 L a la presión de 10 atm.
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 2
UNIDAD O TEMA: Temas 4, 5 y 6
TITULO: Termodinámica Química.
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
Termodinámica, campo de la física que describe y
relaciona las propiedades físicas de la materia de
los sistemas macroscópicos, así como sus
intercambios energéticos. Los principios de la
termodinámica tienen una importancia fundamental
para todas las ramas de la ciencia y la ingeniería.
El primer principio es una ley de conservación de la
energía. Afirma que, como la energía no puede
crearse ni destruirse —dejando a un lado las
posteriores ramificaciones de la equivalencia entre
masa y energía (véase Energía nuclear)— la
cantidad de energía transferida a un sistema en
forma de calor más la cantidad de energía
transferida en forma de trabajo sobre el sistema
debe ser igual al aumento de la energía interna del
sistema. El calor y el trabajo son mecanismos por
los que los sistemas intercambian energía entre sí.
desde una región de temperatura más baja a una
región de temperatura más alta.
TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
El segundo principio sugiere la existencia de una
escala de temperatura absoluta con un cero
absoluto de temperatura. El tercer principio de la
termodinámica afirma que el cero absoluto no se
puede alcanzar por ningún procedimiento que
conste de un número finito de pasos. Es posible
acercarse indefinidamente al cero absoluto, pero
nunca se puede llegar a él.
CUESTIONARIO WORK PAPER N° 2.
1.- ¿Cuáles son las propiedades termodinámicas
que definen el estado de un sistema?.
2.- ¿A qué se les llaman variables Intensivas y a
cuales variables extensivas?
3.- ¿Cuándo se dice que un sistema
Termodinámico experimenta un proceso?.
4.- ¿Cuáles son las formas de intercambio de
energía en un sistema Termodinámico?
5.-¿Qué criterios nos da la Entropía?.¿Cuándo
decimos que crece y cuando disminuye?
6.-Un mol de gas ideal está encerrado a una
presión constante Pop = 5 atm. La temperatura varía
desde 100º hasta 40º C.
a)
¿Cuál es el valor del trabajo realizado?
b)
Si Cv = 3,5 cal/ kmol. Calcular Q, ΔH y ΔE.
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
La segunda ley de la termodinámica da una
definición precisa de una propiedad llamada
entropía. La entropía se puede considerar como
una medida de lo próximo o no que se halla un
sistema al equilibrio; también se puede considerar
como una medida del desorden (espacial y térmico)
del sistema. La segunda ley afirma que la entropía,
o sea, el desorden, de un sistema aislado nunca
puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema
aislado alcanza una configuración de máxima
entropía, ya no puede experimentar cambios: ha
alcanzado el equilibrio. La naturaleza parece pues
“preferir” el desorden y el caos. Se puede
demostrar que el segundo principio implica que, si
no se realiza trabajo, es imposible transferir calor
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7.- Dos moles de un gasa una atm de presión y 20º
C se calientan a presión constante hasta una
temperatura de 90ºC. Para el gas Cv =6,7 + 2,9.10-3
T cal/mol K.
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Calcular W, Q, ΔH, ΔE. En este proceso.
8.- Dos moles de un gas ideal a 27ºC se expaden
isotérmica y reversiblemente desde 20 hasta 75 L.
Calcular W, Q, ΔH, ΔE.
9.- Tres moles de un gas ideal diatómico se
expanden isotérmicamente contra una presión de
oposición de una atm, desde 25 hasta 80
L..Calcular W, Q, ΔH, ΔE.
10.- Para cierto gas las constantes de Van der
Waals son a= 5,19 atm L2 / mol2 y b = 0,075 L/mol.
¿Cuál es el trabajo máximo en la expansión de tres
moles de gas desde 10 a 75 L a 380 K
11.-Un mol de gas ideal monoatómico se comprime
adiabáticamente en una sola etapa
con una
presión constante de oposición igual a 7 atm.
Inicialmente el gas está a 25ºC y una atm de
presión; la presión final es de 7 atm. Calcular la
temperatura final del gas, W, Q, ΔH, ΔE.
12.- Un mol de oxígeno considerado como gas ideal
a 25ºC y 6,5 atm de presión se expande
adiabáticamente
hasta una presión constante
opositora de una atm. Calcular el trabajo y la
variación de entalpía.
13.- Para cierta reacción Δ S = - 52,95 y Cp = - 7,58
+ 17,42.10-3 – 3,985 .105 T2. Hallar con estos datos
ΔSºT para la reacción a 800 K de temperatura.
14.- Si consideramos que el gas hidrógeno fuese
ideal, hallar la variación de entropía en la
compresión de 100 g del mismo desde una presión
a 1 a 10 atm a 25 ºC.
15.- Se permite la expansión de un gas perfecto
contenido en un recipiente de 15 L de capacidad a
27 ºC de forma que su volumen final sea 33 L ¿
Qué cantidad de trabajo se efectuó y que capacidad
de calor se absorbió en este proceso?. ¿Cuál es la
variación de entropía que resulta de calentar dos
moles de un gas desde 200 a 500 K:
a)
a presión constante
b)
a volumen constante
17.- Un mol de gas ideal inicialmente a 25ºC se
expande:
a)
Isotérmica y reversiblemente desde 20 a 50 L
/mol.
b)
Isotérmica e irreversiblemente contra una
presión de oposición cero desde 20 a 50 L /
mol.
Calcular W, Q, ΔH, ΔE para ambos casos.
18.- Un mol de gas ideal monoatómico
originalmente a un volumen de 8,21 L y 900 K se
expande adiabáticamente hasta un volumen final de
16,42 L. Calcular los valores de ΔS en este proceso
cuando:
a)
La expansión es reversible.
b)
La expansión tiene lugar contra una presión
constante de 2,5 atm.
c)
El cambio de volumen comprende una
expansión libre (P = 0 )
19.- Calcular Δ S para el proceso irreversible
siguiente:
Hg (l, 223 K ) → Hg(s, 223 K )
La temperatura de fusión del mercurio es de 234 K
donde posee un calor latente de fusión de 560
Cal/átomo-gramo.. La variación de Cp con la
temperatura absoluta puede tomarse como:
Cp = 7,1 + 0,0016 Tcal/atomo-gramo grado; para el
Hg( l ) y para el Hg ( s) el valor de 6,4 cal/atomogramo.grado.
20.-Sobre la base de datos de tablas, calcular el
cambio de entropía que acompañan a las
siguientes reacciones a 25ºC:
CO( g ) + 2 H2( g) = CH3OH (l)
2 HgCl (s) = 2 Hg (l) + Cl2(g)
MgO (s) + H2 (g) = H2 O (l) + Mg( s)
21.- En la base de los resultados del anterior
problema calcular la variación de entropía a 700 K
para las dos primeras reacciones.
22.- Calcular la variación de entropía cuando 80
cm3 de agua a una temperatura de 25ºC se
adiciona 100 g de vapor de agua a temperatura de
140ºC.
6.- ¿Cuál es la variación de entropía, si un mol de
agua se calienta a presión constante desde – 5ºC
hasta 100ºC . Si Cp = 18 cal/mol. Grado. Qr =
1,4363 kcal/ mol y Qv = 9,7171 kcal/mol.
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WORK PAPER # 3
UNIDAD O TEMA: Temas 8
TITULO: Estado Líquido.
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
Líquidos, sustancias en un estado de la materia
intermedio entre los estados sólido y gaseoso. Las
moléculas de los líquidos no están tan próximas
como las de los sólidos, pero están menos
separadas que las de los gases. Los estudios de
líquidos con rayos X han demostrado la existencia
de un cierto grado de regularidad molecular que
abarca unos pocos diámetros moleculares. En
algunos líquidos, las moléculas tienen una
orientación preferente, lo que hace que el líquido
presente propiedades anisotrópicas (propiedades,
como el índice de refracción, que varían según la
dirección dentro del material). En condiciones
apropiadas de temperatura y presión, la mayoría de
las sustancias puede existir en estado líquido. A
presión atmosférica, sin embargo, algunos sólidos
se subliman al calentarse; es decir, pasan
directamente del estado sólido al estado gaseoso
(véase Evaporación). La densidad de los líquidos
suele ser algo menor que la densidad de la misma
sustancia en estado sólido. Algunas sustancias,
como el agua, son más densas en estado líquido.
Viscosidad, propiedad de un fluido que tiende a
oponerse a su flujo cuando se le aplica una fuerza.
Los fluidos de alta viscosidad presentan una cierta
resistencia a fluir; los fluidos de baja viscosidad
fluyen con facilidad. La fuerza con la que una capa
de fluido en movimiento arrastra consigo a las
capas adyacentes de fluido determina su
viscosidad, que se mide con un recipiente
(viscosímetro) que tiene un orificio de tamaño
conocido en el
Tensión superficial, condición existente en la
superficie libre de un líquido, semejante a las
propiedades de una membrana elástica bajo
tensión. La tensión es el resultado de las fuerzas
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moleculares, que ejercen una atracción no
compensada hacia el interior del líquido sobre las
moléculas individuales de la superficie; esto se
refleja en la considerable curvatura en los bordes
donde el líquido está en contacto con la pared del
recipiente. Concretamente, la tensión superficial es
la fuerza por unidad de longitud de cualquier línea
recta de la superficie líquida que las capas
superficiales situadas en los lados opuestos de la
línea ejercen una sobre otra. La tendencia de
cualquier superficie líquida es hacerse lo más
reducida posible como resultado de esta tensión,
como ocurre con el mercurio, que forma una bola
casi redonda cuando se deposita una cantidad
pequeña sobre una superficie horizontal. La forma
casi perfectamente esférica de una burbuja de
jabón, que se debe a la distribución de la tensión
sobre la delgada película de jabón, es otro ejemplo
de esta fuerza. La tensión superficial es suficiente
para sostener una aguja colocada horizontalmente
sobre el aguaLa tensión superficial es importante
en condiciones de ingravidez; en los vuelos
espaciales, los líquidos no pueden guardarse en
recipientes abiertos porque ascienden por las
paredes de los recipientes.
CUESTIONARIO WORK PAPER N° 3
1.- ¿Cómo se define el estado líquido? ¿Cuáles son
las variables que definen una sustancia en el
estado líquido?
2.- ¿A qué se llama viscosidad de un líquido? ¿Qué
factores lo afectan?
3.- ¿Cuáles son las características más comunes
en el estado líquido?
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4.- ¿A qué se llama tensión superficial?
5.-Defina capilaridad.¿ De qué depende la
capilaridad?
6.-Los factores de resistencia periférica paras un
compuesto orgánico son. El diámetro del tubo
capilar, el largo del tubo capilar, y la viscosidad del
líquido orgánico. Si la viscosidad del líquido
orgánico puro es de 27,71 milipoise. Cuál será la
viscosidad del líquido orgánico impuro, si el tiempo
de flujo por el viscosímetro de Ostwald es de
trewss veces el tiempo del líquido orgánico puro .La
densidad del líquido puro es de 1,05 g/ cm 3 y la
densidad del líquido impuro es de 1,20 g/ cm 3.
7.- El tiempo de flujo del agua en un viscosímetro
de Ostwald del laboratorio es de 60 seg. Para el
mismo volumen de líquido de freno, la densidad es
de 146,86 onz/ galón(USA),el tiempo de flujo por el
viscosímetro es de 45 seg. Si la viscosidad del
agua es de 3,6kg/m.h y su + densidad es 1 kg/cm 3
. Calcular la viscosidad del líquido de freno.
8.- El coeficiente térmico de expansión α = 1,24 .103 a 27ºC y una atm de presión. Hallar el cambio de
volumen expresado en porcentaje, de 28 L de
benceno que se calienta a 1 atm de presión desde
27ºC a 80ºC.
9.- La viscosidad del agua a 37ºC es de 6,9275
milipoise. Calcular la viscosidad del petróleo
sabiendo que el valor de la viscosidad es de 1,5
veces la del agua.
10.- Los siguientes datos de la presión de vapor
son válidos para un compuesto metálico en estado
líquido:
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P ( mm de Hg)
T ( ºC)
17
570
44
680
90
760
401
850
A partir de un gráfico apropiado de los datos,
determinar el calor de vaporización del metal y la
temperatura de ebullición normal.
11.- ¿Cuál es el diámetro de un capilar en el que el
tolueno asciende hasta una altura de 18 mm, si la
tensión superficial del tolueno es de 71,4 dn/ cm a
37ºC. La densidad del tolueno a esa temperatura es
de 1,05 g/cm3 .
12.- Si se deja caer una bolita de acero de 22 mm
de diámetro y de 7,8 g/ cm3 de densidad en un
aceite que tiene una densidad de 0,9 g/ cm 3 , la
bolita recorre 66 cm a través del líquido en un
minuto . Calcular la viscosidad del líquido en poise.
13.- El coeficiente de compresibilidad (β ) del
benceno líquido es 9,30 . 10-5 atm a 20 º C y 1 atm
de presión. Hallar el cambio de volumen expresado
en porcentaje de una muestra de 18 L de benceno
que se comprime de 1 a 45 atm.
14.- Las tensiones de vapor del etanol a 60ºC es de
542,5 Torr y a 70 º C es de 1,069 atm. Calcular el
calor latente de vaporización del etanol, en cal/g en
las variaciones de temperaturas citadas.
15.- La Piridina (C5H5N) tiene una temperatura de
ebullición de 114,1ºC donde posee un calor latente
de vaporización de 107,4 cal/g. Calcular la tensión
de vapor a 100ºC
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WORK PAPER # 4
UNIDAD O TEMA: Tema 11
TITULO: Propiedades Coligativas.
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
Disoluciones, en química, mezclas homogéneas
de dos o más sustancias. La sustancia presente en
mayor cantidad suele recibir el nombre de
disolvente, y a la de menor cantidad se le llama
soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede
ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente
puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El
agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de
carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas
de gases, como ocurre en la atmósfera, son
disoluciones. Las disoluciones verdaderas se
diferencian de las disoluciones coloidales y de las
suspensiones en que las partículas del soluto son
de tamaño molecular, y se encuentran dispersas
entre las moléculas del disolvente. Observadas a
través del microscopio, las disoluciones aparecen
homogéneas y el soluto no puede separarse por
filtración. Las sales, ácidos y bases se ionizan al
disolverse en agua
utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).
Los gramos por litro indican la masa de soluto,
expresada en gramos, contenida en un
determinado volumen de disolución, expresado en
litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con
una concentración de 40 g/l contiene 40 g de
cloruro de sodio en un litro de disolución.
Propiedades coligativas, propiedades de las
disoluciones que dependen del número de
partículas en un volumen de disolvente
determinado, y no de la masa de dichas partículas
ni de su naturaleza. Entre las propiedades
coligativas figuran el descenso de la presión de
vapor, la elevación del punto de ebullición, el
descenso del punto de congelación
PUNTO DE EBULLICIÓN Y PUNTO DE
CONGELACIÓN.
Tanto la elevación del punto de ebullición como el
descenso del punto de congelación son
proporcionales al descenso de la presión de vapor,
siempre que sólo se consideren disoluciones
diluidas de solutos no volátiles.
Para una masa fija de 1 kg de disolvente, el cambio
de temperatura viene dado por
dT = K m/M
Donde m es la masa de soluto, M la masa
molecular relativa del soluto y K la constante
ebulloscópica o crioscópica, característica de cada
disolvente
PROPIEDADES
FÍSICAS
DE
LAS
DISOLUCIONES
Cuando se añade un soluto a un disolvente, se
alteran algunas propiedades físicas del disolvente.
Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de
ebullición y desciende el punto de solidificación.
Así, para evitar la congelación del agua utilizada en
la refrigeración de los motores de los automóviles,
se le añade un anticongelante (soluto), como el 1,2etanodiol (HOCH2CH2OH). Por otra parte, al añadir
un soluto se rebaja la presión de vapor del
disolvente
CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN
Existen distintas formas de expresar la
concentración de una disolución, pero las dos más
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CUESTIONARIO WORK PAPER N° 4
8.- A 85 ºC las tensiones de vapor del bibromuro de
propileno ( A ) y del dibromuro de etileno ( B ) son
de 128 y 173 mm de Hg respectivamente. Calcular
la concentración de una disolución líquida en la cual
la presión de vapor parcial de A es igual a la de B.
9.-Calcular la constante del ascenso ebulloscópico
molal Ke de la acetona (CH3 −CO −CH3 ) sabiendo
que su temperatura de ebullición es de 56,1 º C y
su calor latente de vaporización de 124,5 cal/ g .
10 – Cuando 0,362 g de una sustancia no volátil de
masa molar 63,1 se disolvió en 25,4 g de acetona la
elevación de la temperatura de ebullición fue de
0,388 º C . Calcular la constante de ascenso
ebulloscópico molal Ke de la acetona.
11.- Determine los gramos de urea por 1000 g de
agua que contiene una disolución acuosa que
hierve a 100,80 º C bajo la presión de 1 atm. ( Ke
(agua) = 0,512 )
12.- Cuando 0,2 moles de sacarosa ( C12 H 22 O11 )
se disuelven en 1000 g de agua a 20 º C la
densidad de la disolución tiene el valor de 1,024 g /
mol. Calcular:
a) La presión de vapor de la disolución si la
tensión de vapor del agua pura a 20 º C es de
17,535 mm de Hg.
b) La temperatura de ebullición de la disolución.
c) La temperatura de congelación de la
disolución.
1.- ¿Cuáles son las características fundamentales
de una disolución verdadera?
2.-Defina el concepto de solubilidad y diga que
factor lo afecta.
3.-¿ Qué son las propiedades coligativas de una
disolución?. Ponga dos ejemplos de ellas.
4.-¿ Qué plantea la ley de Raoult?. Establezca cuál
es la expresión matemática que relaciona las
variaciones de temperatura con la concentración de
la disolución.
5.-La solubilidad del nitrato de potasio a 100 º C es
de 246 g por 100 g de agua y a 30 ºC es de 46
gramos. Calcular los gramos de KNO3
que
cristalizarán de una solución saturada a 100 ºC que
contiene 500 mL de agua al enfriarse a 30 ºC
6.- La tensión de vapor del agua a 50 ºC es de 92,5
torr . Calcule la cantidad de urea ( Masa molar 60 g
/ mol ) que hay que agregar a 100 g de agua para
que su presión de vapor disminuya 5,02 torr.
7.-La tensión de vapor del CCl4 es de 85,513 mm
de Hg a 19 º C, es decir cuando se encuentra
puro.La presión de vapor sobre una disolución que
contiene 0,5455 g de una sustancia no volátil
desconocida en 25 g de CCl4 a igual temperatura
es de 83,923 mm de Hg.
a) Calcular la masa molar del soluto sólido
desconocido.
b) Calcular y expresar la formula molecular del
soluto si por análisis se sabe que contiene por
masa 94,34 % de C y 5,66 % de H.
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13.-Calcular la masa en gramos de glicerina (Masa
molar 92,1 g / mol) que se debe agregar a 1000 g
de agua de manera que baje la temperatura de
congelación a – 10 º C ( Kc = 1,86)
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WORK PAPER # 5
UNIDAD O TEMA: Tema 12
TITULO: Cinética Química
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
El estudio de una reacción química puede hacerse
desde el punto de vista termodinámico o desde el
cinético. El estudio termodinámico permite conocer
la posición en la cual la reacción alcanzará el
equilibrio. Para completar los conocimientos
termodinámicos de los procesos químicos, la
cinética química trata dos aspectos básicos: la
descripción del mecanismo de reacción o conjunto
de pasos y estados intermedios que se producen
durante la reacción, y la formulación de una ley de
velocidad que describa adecuadamente y en detalle
la velocidad de la reacción.
energética que deben sobrepasar los reactivos para
transformarse en productos.
La reacción anterior se produce con la formación de
un solo complejo activado y superando una sola
barrera de energía de activación. Este tipo de
procesos se llama reacciones elementales. Una
reacción puede transcurrir también mediante dos o
más procesos elementales. En tal caso, diremos
que la reacción es compleja.
El número de moléculas que toman parte como
reactivos en un proceso elemental se denomina
molecularidad.
Se
conocen
reacciones
elementales unimoleculares, bimoleculares y
trimoleculares, aunque estas últimas son muy
escasas.
La extensión en la cual ha progresado una reacción
se conoce como grado de avance de la reacción
Mecanismos de reacción
El conjunto de los procesos elementales de una
reacción se denomina mecanismo de reacción.
Desde el punto de vista termodinámico, en una
reacción química, los reactivos constituyen el
estado inicial y los productos el estado final. Al
pasar del estado inicial al estado final, se produce
un cambio de la energía libre. Cuando el cambio es
negativo se dice que la reacción es espontánea y
no existe ningún impedimento termodinámico para
que la reacción se produzca, sin embargo este
enfoque sólo tiene en cuenta las propiedades de
reactivos y productos aislados, no incluye los
posibles obstáculos que puedan existir durante la
reacción.
CUESTIONARIO WORK PAPER N° 5
1.- ¿Desde qué puntos de vista pueden hacerse los
estudios de una reacción química o proceso
químico?
2.-¿Cómo la cinética química complementa los
criterios termodinámicos en una reacción?
3.-¿Qué es el complejo activado en una reacción?
4.-¿Cuándo una reacción es elemental y cuándo
compleja?
5.-Definir molecularidad, orden de reacción y
mecanismo de reacción.
6.-En la reacción de la Trimetilamina (T) y el
bromuro de n-propilo (P) dando como productos
Trimetilpropilamonio (N) y Bromuro (B).
Puesto que para formar el complejo activado los
reactivos deben vencer las fuerzas de repulsión, la
energía del complejo activado es más alta que las
energías de los reactivos y de los productos. La
diferencia entre la energía de los reactivos y la del
complejo activado se denomina energía de
activación, y puede considerarse como una barrera
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T +P→ N
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La constante de velocidad es k = 1,8 . 10-4 L/
mol.seg. Si la concentración inicial de bromuro de
n- propilo es Po = 0,5 mol/ L. Calcular la
concentración de bromuros al cabo de 850
segundos.
7.- La actividad de una nuestra de azufre-35 baja al
25 % de su valor inicial al cabo de 150 días. ¿Cuál
es el período de desintegración de dicho isótopo?
8.- El ácido pirúvico por la acción de la lactodeshidrogenasa se convierte en ácido láctico
mediante una reacción de primer orden. Si la
constante de velocidad es k = 3,01 . 10-3 seg-1
Calcular el tiempo de vida media del ácido pirúvico.
9.-El cloruro de diazobenceno ( C6H5N2Cl) se
descompone a 50º C en Clorobenceno (C6H5Cl) y
gas nitrógeno. El orden de la reacción se puede
determinar por el volumen de N2 desprendido.
Según los datos siguientes
a) Verifique si es una reacción de primer orden o
de segundo orden.
b) .Calcule el valor de la constante de velocidad.
Tiempo (min)
8 11 12 16 18 5 29 3
N2 (desprendido en mL) 14,9 25 33,6 38 40,3 45 48,4 52,4
10.- La constante específica de velocidad del
azoisofosfano a 210º C es de 2,06. 10-3 seg-1.
Calcular:
a) El porcentaje de la muestra original
descompuesta en 35 seg.
b) El tiempo necesario para que el 75 % de la
muestra se descomponga.
a) Determinar el orden de la descomposición
utilizando el método gráfico.
b) Determinar la constante de velocidad de
descomposición.
c) Determine en forma gráfica el tiempo de
expiración y el tiempo de vida útil.
11.- La vida media de una reacción de segundo
orden: 2 A → R es de 15 min. Calcular la
constante de velocidad si la concentración inicial
de A es 0,3 mol/ L.
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12.-La descomposición de un fármaco se ajusta al
proceso cinético de primer orden. Medidas
experimentales ponen de manifiesto que en una
preparación, la concentración inicial del fármaco se
reduce hasta el 65 %, al cabo de 140 días a la
temperatura de 25 º C . Sabiendo que el preparado
es ineficaz para concentraciones inferiores al 55 %
de su valor inicial:
a) ¿Cuánto tiempo podrá tenerse almacenado el
preparado a la temperatura de 25 º C?
b) Si la energía de activación es 20 kcal / mol , ¿
Cuál será el tiempo de caducidad si se
almacena a 12 º C?
13.- El ácido pirúvico en un ambiente anaeróbico se
reduce a ácido láctico por la acción de la lactodeshidrogenasa de acuerdo con la ecuación de la
reacción:
CH3 − C ═ O − COOH + NADH + H + → CH3 −
C−OH −COOH + NAD+
La constante de velocidad de la reacción es k =
1,61. 10-3 seg-1. Si la concentración inicial del ácido
pirúvico en hepatocito es de 30 milimoles por litro.
Calcular en qué tiempo la célula tendrá una
concentración de 15 milimoles por litro de ácido
pirúvico.,
14.- Un fármaco en disolución al descomponerse
permitió obtener la siguiente información a la
temperatura de 37 º C
Concentración (g/L) 100 86,1 71,6 58,2 42,3 28,4
Tiempo (días)
0 10
20 30 40
50
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DIF´S # 1
UNIDAD OTEMA: TEMA 2 y 3
TITULO: Gases ideales y reales.
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
1. Analice por que una sustancia puede estar en diferentes estados de agregación.
2.-Discuta la diferencia entre gas ideal y gas real.
3.-Haga un resumen del por qué los gases pueden ser comprimidos fácilmente.
4.-Discuta entre sus compañeros las diferencias entre una isoterma, una isobara y una isocora.
5.-Mediante una breve discusión analice la hipótesis: Volúmenes iguales de diferentes gases contienen igual
cantidad de moléculas a la misma temperatura y presión.”
6-Analice la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de
los componentes en la mezcla.
CONCLUSIONES
(Deberán sintetizar la opinión del grupo):
COMENTARIOS (deberán sintetizar la opinión del grupo):
GRUPO (máximo cinco integrantes):
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DIF´S # 2
UNIDAD OTEMA: TEMA 4
TITULO: Termodinámica Química.
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
1.-Discuta el concepto de Energía.
2.-Analice el por que el calor y el trabajo son formas
de energía.
3.-Interprete cuando hay un trabajo de expansión y
cuando de compresión.
4.-Diferencie los términos calor trabajo y energía
interna.
5.-Debata entre sus compañeros la diferencia entre
calor medido a presión constante y calor a volumen
constante.
6.-Justifique por que se toma un estado de referencia
para poder valorar las variaciones entalpía.
7.-Analice a través de un fenómeno químico la ley
general: “La energía ni se crea ni se destruye,
solamente se transforma”.
8.-Debata si existe relación entre el primer principio
de la Termodinámica y la ley de conservación de la
energía.
CONCLUSIONES
(Deberán sintetizar la opinión del grupo):
COMENTARIOS (deberán sintetizar la opinión del grupo):
GRUPO (máximo cinco integrantes):
AP. PATERNO AP. MATERNO
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DIF´S # 3
UNIDAD OTEMA: TEMA 6
TITULO: Segundo y tercer principio de la termodinámica.
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
1.-Establezca relación existen entre los estados de agregación y la variación de entropía.
2.-Se dice la entropía tiende a un máximo. Discuta si dado este planteamiento llegaremos en algún momento a “
la muerte térmica del Universo”.
3.-Debata la expresión: “Todos los cambios de la Naturaleza se deben a los sistemas por alcanzar una
condición máxima de estabilidad”.
4.-Interprete el por qué la energía libre mide la tendencia de un sistema para realizar un cambio.
5.-Haga un análisis empleando una reacción química y prediga la espontaneidad de la misma relacionando la
variación de Entalpía, la variación de Entropía y la temperatura a la cual se realiza la misma.
6.-Explique el por qué se puede relacionar la variación de energía libre con la constante de equilibrio en una
reacción química.
CONCLUSIONES
(Deberán sintetizar la opinión del grupo):
COMENTARIOS (deberán sintetizar la opinión del grupo):
GRUPO (máximo cinco integrantes):
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DIF´S # 4
UNIDAD OTEMA: TEMAS 9 y 10
TITULO: Disoluciones ideales y reales.
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
1.-Establezca las diferencias entre disolución ideal y real.
2.-Discuta el efecto que se produce sobre la presión de vapor de un líquido cuando éste se mezcla con otro
líquido que sean solubles y volátiles.
3.-Utilizando un curva de presión de vapor vs temperatura analice como varía la presión de vapor de un líquido
en función de la temperatura. Haga lo mismo empleando varios líquidos. Compárelos y saque resultados.
4.-Debata por qué se puede obtener un diagrama de fases de una sustancia pura.
5.-Analice por qué la ley de Raoult es una función lineal, sin embargo la ley de Dalton no lo es.
6.-¿Qué criterios podemos seguir para analizar los aumentos o disminución de las temperaturas de ebullición y
cristalización respectivamente con la disolución en un líquido de una sustancia no volátil en el líquido?
CONCLUSIONES
(Deberán sintetizar la opinión del grupo):
COMENTARIOS (deberán sintetizar la opinión del grupo):
GRUPO (máximo cinco integrantes):
AP. PATERNO AP. MATERNO
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DIF´S # 5
UNIDAD OTEMA: TEMA 12
TITULO: Cinética Química..
FECHA DE ENTREGA:
PERIODO DE EVALUACIÓN:
1. Analice el por qué se dice que la cinética química complementa los criterios termodinámicos de un sistema
químico.
2.-Justifique el por qué decimos que el criterio cinético-molecular desempeña un rol importante en la
determinación de la posibilidad de que una reacción química pueda producirse en la práctica.
3.-Enumere los factores microscópicos o cinéticos moleculares que influyen en la velocidad de una reacción.
4.-Describa cómo los factores macroscópicos o externos influyen en la determinación de la velocidad de
reacción.
5.-Haga comparación entre una reacción elemental y una reacción compleja
6.-Infiera la relación existente entre la catálisis y la espontaneidad analizando que por medio de un catalizador
no se puede lograr que se produzca una reacción que es termodinámicamente imposible.
CONCLUSIONES
(Deberán sintetizar la opinión del grupo):
COMENTARIOS (deberán sintetizar la opinión del grupo):
GRUPO (máximo cinco integrantes):
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 1
Gases Ideales
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
 Observar y comprobar la dependencia entre las variaciones de estado de un gas, que se puede medir
manteniendo una de las variables constantes (T, P, V).
 Comprobar las leyes de los gases ideales (Boyle, Charles y Gay Lussac) con la realización de graficas.
 Realizar comparaciones entre los resultados obtenidos en la practica y los obtenidos teóricamente
mediante las formulas
2. Aspectos Fundamentales.
Un gas ideal es un gas hipotético, puesto que cualquier gas debe tener moléculas y un volumen definido
que ejercen atracción entre sus moléculas.
Los primeros ensayos experimentales para poder determinar cuantitativamente los efectos de la presión –
volumen en una cantidad de aire, fueron realizados por Boyle Mariotte. Posteriormente por Charles y Gay
Lussac. Varios gases como el aire obedecen a estas leyes.
3. Diseño del experimento
I. Método: Experimental
II. Materiales y equipos:








Matraz Kitasato
Termómetro
Manómetro de Mercurio
Probeta
Tapón de Goma
Manguera no porosa
Soporte Universal
Bureta
REACTIVOS
 Gas (aire)
 Agua
 Mercurio (liquido 50ml volumen constante no se consume en la experiencia)
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III. Desarrollo experimental
Experiencia Nº1 Ley de Boyle-Mariotte
Instale el Equipo de acuerdo a las siguientes instrucciones:
 Conecte el matraz mediante una manguera no porosa a la columna, tape lo mejor posible y
asegúrese de que el sistema no tenga fugas.
 Antes de ajustar la tapa del matraz Kitasato, desplace la columna móvil de la derecha lo más
arriba posible, marque y anote el nivel del mercurio en la bureta.
 Registre la temperatura y presión manométrica, la presión manométrica estará en equilibrio
con la presión atmosférica, cualquier variación de esta deberá sumarse o restarse
directamente la presión atmosférica. Ej; Si la presión atmosférica es igual a 723 mmHg. La
variación de la presión manométrica es ∆P=6 mmHg entonces la presión total o absoluta es
igual a 729 mmHg.
 Desplace la columna móvil hacia abajo, mida y registre la variación de volumen.
 Mida y registre el volumen inicial ocupado por el aire en el matraz manguera de conexión y
bureta que contiene el mercurio. Para realizar estas medida se llena el matraz y la manguera
con agua, se vacía en una probeta graduada. De la misma forma se mide el aire ocupado por
la bureta, tomando una bureta de las mismas características y se llena hasta el nivel que
alcanzo este, con agua y se vierte en la probeta graduada.
 Con los datos obtenidos realizar una grafica de Presión versus Volumen
4. Cálculos
Con los resultados obtenidos en la practica realice los siguientes cálculos:
 Determine la Presión para cada volumen correspondiente a la temperatura dada.
 Represente gráficamente en papel milimetrado la dependencia de la presión del gas con su
volumen.

Sobre la base de los resultados determine el valor de PV

relación con la presión del gas.
Determine PV  K
nRT
y represente gráficamente la
5. Cuestionario




Que es un barómetro y como funciona.
Investigue cuales son, las dos causas fundamentales de la desviación de los gases de su
comportamiento ideal.
¿En que condiciones se acerca más al estado de gas perfecto?
¿Qué es un vapor y cual es la diferencia con un gas?
6. Conclusiones sobre los resultados obtenidos
a.b.c.-
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NOTA: Las conclusiones se ponderan para la nota del laboratorio.
7. Bibliografía




Fundamentos de Fisicoquímica “Maron y Prutton”. Editorial Limusa México 1997
Fisicoquímica “Gastón Pons Muzzo”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1980
Fisicoquímica “W Glasstone”. Editorial Marin S.A. 1995
Fisicoquímica “Zumdhall”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1992
Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 2
Gases Reales
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
 Observar y comprobar las desviaciones del comportamiento de los gases y vapores con respecto al
ideal.
 Determinar el peso molecular de un vapor.
 Comparar con el peso molecular teórico.
 Determinar el error relativo y error absoluto.
2. Aspectos Fundamentales.
En los gases reales se considera que: las moléculas ocupan un lugar en el espacio, tienen fuerzas de
atracción y repulsión, los choques de las moléculas son inelásticos, o sea pierden energía cinética en los
choques.
Los pesos moleculares calculados mediante la les de los gases ideales, son aproximados incluso cuando
los datos son precisos y la razón es que aun a la presión atmosférica, dicha ley no representa con exactitud
la conducta de los vapores. Por este motivo si deseamos un peso molecular más exacto, debe utilizarse
ecuaciones de gases mas precisas.
3. Diseño del experimento
I. Método: Experimental
II. Materiales y equipos:






Balón de 100ml
Mechero Bunsen
Balanza de precisión
Tubo de vidrio acodado
Termómetro
Vaso de precipitado
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 Trípode
 Malla de amianto
 Tapón con orificio (para el tubo)
REACTIVOS
 Acetona (5 ml se consume en la experiencia)
 Agua
III. Desarrollo experimental
Experiencia Nº1
Determinación del peso molecular de un gas método de Dumas
Instale el Equipo de acuerdo a las siguientes instrucciones del Docente:
 Pesar el Balón vació con un tapón que tenga un tubo de vidrio acodado (para la salida de
vapores).
 Colocar 5 ml de Acetona en el balón.
 Tapar el balón con el tapón que tiene el tubo de vidrio acodado (verificar el orificio del tubo de
vidrio por donde saldrá el vapor, para evitar fuertes presionasen el balón, para evitar
accidentes).
 Caliente la muestra a ebullición hasta que se evapore casi todo el liquido.
 Pese el balón con el vapor después de enfriarlo.
 Por diferencia de pesada determine el peso del vapor.
 Realice los cálculos correspondientes para determinar el peso molecular del vapor compárelo
con las tablas.
4. Cálculos
Con los resultados obtenidos en la práctica realice los siguientes cálculos:
 Determine el peso del vapor por diferencia de pesada.
 Calcule la densidad del vapor
 Calcule el peso molecular de la acetona, basándose en la ecuación de Bertholet.
5. Cuestionario



Explique las principales diferencias entre gas real con respecto al ideal.
En la Ecuación de Van der Waals que significan las constantes a y b y en que unidades están
expresadas.
Que significa presión critica y temperatura critica.
6. Conclusiones sobre los resultados obtenidos
a.b.c.-
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NOTA: Las conclusiones se ponderan para la nota del laboratorio.
7. Bibliografía




Fundamentos de Fisicoquímica “Maron y Prutton”. Editorial Limusa México 1997
Fisicoquímica “Gastón Pons Muzzo”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1980
Fisicoquímica “W Glasstone”. Editorial Marin S.A. 1995
Fisicoquímica “Zumdhall”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1992
Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 3
Calor De Fusión
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
 Relacionar correctamente el concepto de calor de fusión con los cambios de estado, utilizando
diagramas de fase.
 Comparar los valores experimentales con los Teóricos.
2. Aspectos Fundamentales.
Para que un sistema recupere su temperatura inicial, debe fluir calor desde o hacia el entorno. Si el sistema
se somete a una variación de calor, esto originara una variación de temperatura en el compuesto lo cual
permite que se pase de un estado de agregación molecular a otro.
En esta experiencia estudiaremos el Calor de Fusión del hielo.
Calor de Fusión.- El calor de fusión de un sólido, es el calor necesario para que una determinada cantidad
de sólido, pase del estado sólido al estado liquido. Se tiene registrado en tablas los valores de fusión de
diversos sólidos, y esto es importante para detectar la presencia de impurezas, ya que el calor de fusión es
afectado por impurezas.
3. Diseño del experimento
I. Método: Experimental
II. Materiales y equipos:
 Calorímetros
 Termómetros
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





Quemador Bunsen
Vaso de precipitados de 250, y 500 ml
Balanza
Probeta
Trípode
Malla de amianto
REACTIVOS
 Hielo
 Agua
III. Desarrollo experimental
Experiencia Nº1
Determinación del punto de fusión del hielo
Instale el Equipo de acuerdo a las siguientes instrucciones:
 Coloquen un Vaso de precipitado el hielo con una cantidad mínima de agua.
 Tome la temperatura inicial del agua con el hielo.
 Caliente el vaso de precipitado y cada momento (especificar la cantidad de tiempo) mida la
temperatura.
 Tome la temperatura final cuando el hielo se ha fundido totalmente.
4. Cálculos
Con los resultados obtenidos en la práctica realice los siguientes cálculos:
 Calcule el calor de fusión.
 Compare el calor de fusión del hielo que se obtuvo de manera experimental con el de tablas.
 Calcule el error relativo y error absoluto.
5. Cuestionario


¿Qué es calor de fusión?.
¿Qué pasa con el volumen de agua cuando este se congela?.
6. Conclusiones sobre los resultados obtenidos
a.b.c.NOTA: Las conclusiones se ponderan para la nota del laboratorio.
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 4
Viscosidad de líquidos
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.




Determinar propiedades de los líquidos viscosidad, tensión superficial.
Determinar la viscosidad de un liquido utilizando el viscosímetro de Stokes
Deducir la ecuación utilizada para el viscosímetro de Stokes.
Comparar el valor experimental con el valor teórico, determinando el error relativo.
2. Aspectos Fundamentales.
Los líquidos desde un punto de vista teórico son considerados como una continuación de la fase gaseosa,
con ciertas propiedades que los caracterizan de los demás estados.
Para la determinación de la viscosidad se utilizan los viscosímetros de Otswald y Stokes. Para la
determinación de la densidad se puede utilizar el densímetro, o también se la puede calcular por
picnometría.
Los líquidos se caracterizan porque poseen volumen propio, se adaptan al recipiente que los contiene,
pueden fluir libremente sin que tenga que aplicarse para ello una gran fuerza, son muy poco compresibles y
pasan al estado de vapor a una respectiva temperatura de vaporización. Entre las propiedades de los
líquidos tenemos: viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, etc.
3. Diseño del experimento
I. Método: Experimental
II. Materiales y equipos:





Esferas (aproximadamente de 2.5 a 5.0 mm de radio)
Balanza de precisión
Calibrador (para medir el diámetro de las esferas)
Probeta (250ml)
Cronometro
REACTIVOS




Alcohol etílico (300ml no se consume en la experiencia)
Aceite comestible (300ml no se consume en la experiencia)
Glicerina (300ml no se consume en la experiencia)
Agua
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III. Desarrollo experimental
Experiencia Nº1
Determinación de la viscosidad de un líquido
Instale el Equipo de acuerdo a las siguientes instrucciones del Docente:
 Mediante un calibrador mida el diámetro de las esferas y registre como d en mm.
 Pesar las esferas y registre como w.
 Con una regla mida las marcas 1 y 2 que se puede dar el alumno en la probeta (viscosímetro
de Stokes) y registre como h.
 Llene la probeta con el líquido que se requiere determinar la viscosidad.
 Deje caer la esfera en el líquido.
 Controle el tiempo que tarda en caer la esfera de la marca 1 a 2.
 Determine el tiempo promedio y designe a este como t.
 Determine la densidad del liquido por medio de tablas
4. Cálculos
Con los resultados obtenidos en la práctica realice los siguientes cálculos:
 Calcule la densidad de la esfera (Utilizando el volumen promedio y el peso promedio de las
esferas).
 Calcule la velocidad de caída de las esferas (con la relación de distancia sobre tiempo)
 Calcule la viscosidad del líquido y compare con el valor teórico.
 Calcule el error absoluto y error relativo.
Incluir tabla de resultados
5. Cuestionario




El método de Stokes para la determinación de la viscosidad a que tipo de líquidos se aplica.
A que se denomina Fluidos
Investigue que otros métodos existen para medir la viscosidad de los líquidos
De que variables fundamentalmente dependen la viscosidad de los fluidos y sobre la base de que se
clasifican.
6. Conclusiones sobre los resultados obtenidos
a.b.c.NOTA: Las conclusiones se ponderan para la nota del laboratorio.
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 5
Tensión Superficial
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.

Demostrar con prácticas sencillas las manifestaciones de la tensión superficial.


Determinar la tensión superficial por el método del tubo capilar.
Determinar las variables de las que depende la tensión superficial de los líquidos.
2. Aspectos Fundamentales.
La tensión superficial de un líquido es la fuerza que actúa a lo largo de toda la superficie de un líquido y en
sentido perpendicular hacia el interior de la superficie del líquido, por unidad de longitud de la superficie.
Las unidades en las que se expresa la tensión superficial son:
dn/ cm
N/ m
erg/ cm2
La atracción hacia el interior del líquido se presenta, porque en el interior de un líquido las fuerzas
intermoleculares, actúan en todas las direcciones, pero en la superficie del líquido las fuerzas entre las
moléculas presentan una resultante dirigida al interior, porque las moléculas de vapor del líquido no compensan
la fuerza de atracción hacia el interior del líquido.
Debido a la tensión superficial:
a) Las gotas de un líquido tienden a ser esféricas.
b) Un líquido sube por un tubo capilar.
c) Puede permanecer en la superficie del líquido un cuerpo más denso que el líquido.
Los tres métodos más conocidos para la determinación de la tensión superficial son:
1) El método del ascenso capilar.
2) El método del peso de la gota.
3) El método del anillo o de la placa de Wilhelmy.
3. Diseño del experimento
I. Método: Experimental
II. Materiales y equipos:
 Hoja de afeitar.
 Agujas de costureras, alfileres.
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








Alambre.
Caja Petri.
Alambre delgado.
Vaso de precipitado 200mL
Tapón de goma con dos perforaciones.
Capilar.
Tubo de vidrio acodado.
Tubo de ensayo.
Termómetro.
REACTIVOS
 Disolución jabonosa.
 Aceite.
 Glicerina
 Agua.
 Vaselina.
 Cloruro de sodio.
III. Desarrollo experimental
Procedimiento a)
1) En un vaso de precipitado con agua coloque con cuidado una hoja de afeitar , una aguja de costurar, o
alfiler, anote sus observaciones.
2) En una disolución jabonosa introduzca un marquito de alambre ( uno de cuyos lados quede suelto y pueda
moverse libremente ) . saque éste y colóquelo de tal manera que el ¨alambrito ¨ suelto quede en la parte
inferior . Anote sus observaciones.
3) Con un alambre delgado haga un arco de unos 5 cm de diámetro y sujételo a un extremo del arco,
sumerja el conjunto a una disolución jabonosa, y sáquelo nuevamente. Con una aguja
¨pinche¨ dentro del lazo para romper la película. Anote sus obsevaciones.
Procedimiento b)
1) Asegúrese de que el tubo de vidrio y el capilar estén limpios.
2) Coloque agua destilada en el tubo de ensayos.
3) Tapar el tubo con el tapón de goma que tiene dos perforaciones ) una para el tubo de vidrio y otra para el
capilar)
4) Coloque el capilar por el orificio del tapón de goma de tal manera que el nivel del líquido coincida con el
cero de la escala.
5) Coloque el tubo de vidrio acodado por el otro orificio.
6) Sople cuidadosamente por el tubo de vidrio acodado de modo que el agua entre en el capilar, mida la
altura del agua en el capilar cundo éste haya alcanzado el equilibrio. Registre esta altura como h.
7) Repite este paso tres veces.
8) Proceda de igual forma que los anteriores pasos pero con disolución de cloruro de sodio 1, 2 ,3 y 4 mol /
L.
9) Determine la tensión superficial de cada muestra.
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4. Cálculos
Con los resultados obtenidos en la práctica realice los siguientes cálculos:
 Calcule el radio del capilar.
 Calcule la tensión superficial de las diferentes muestras.
5. Cuestionario
.

Indique qué otros métodos existen para determinar la tensión superficial, explique cada uno de ellos.

¿De qué variables depende fundamentalmente la tensión superficial de los líquidos?.

¿ Qué efecto tiene en la tensión superficial un agente tensoactivo ?.

¿ Qué influencia tiene la temperatura en la tensión superficial ?.

Investigue tres agentes tensoactivos.
6. Conclusiones sobre los resultados obtenidos
Haga un resumen de los factores que influyen en la tensión superficial de un líquido.
7. Bibliografía




Fundamentos de Fisicoquímica “Maron y Prutton”. Editorial Limusa México 1997
Fisicoquímica “Gastón Pons Muzzo”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1980
Fisicoquímica “W Glasstone”. Editorial Marín S.A. 1995
Fisicoquímica “Zumdhall”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1992
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 6
Propiedades Coligativas
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.

Interpretar que le ocurre a la temperatura de ebullición de un disolvente cuando se disuelve un soluto no

volátil.
Calcular la constante ebulloscópica del agua
2. Aspectos Fundamentales.
Disoluciones, mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele
recibir el nombre de disolvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.
Cuando se añade un soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas del disolvente. Al aumentar
la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación
Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son:
gramos por litro (g/l) y molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos,
contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio
con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.
Propiedades coligativas, propiedades de las disoluciones que dependen del número de partículas en un
volumen de disolvente determinado, y no de la masa de dichas partículas ni de su naturaleza. Entre las
propiedades coligativas figuran el descenso de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, el
descenso del punto de congelación
PUNTO DE EBULLICIÓN Y PUNTO DE CONGELACIÓN.
Tanto la elevación del punto de ebullición como el descenso del punto de congelación son proporcionales al
descenso de la presión de vapor, siempre que sólo se consideren disoluciones diluidas de solutos no volátiles.
Para una masa fija de 1 kg de disolvente, el cambio de temperatura viene dado por
dT = K m/M
Donde m es la masa de soluto, M la masa molecular relativa del soluto y K la constante ebulloscópica o
crioscópica, característica de cada disolvente
3. Diseño del experimento
I. Método: Experimental
II. Materiales y equipos:
 Quemador Bunsen
 Vasos de Precipitados de 200 mL
 Termómetro (- 10°C-110°C)
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






Soporte Universal
Aro de hierro
Tela metálica con asbesto
Espátula
Balanza
Varilla de vidrio
Probeta de 100 mL
REACTIVOS
 Sal común
 Agua destilada
III. Desarrollo experimental
Procedimiento a)
Medir 100 mL de agua destilada con la probeta y depositarla en un vaso de precipitados de 200 mL Situar el
vaso de precipitados sobre la malla de asbesto situada en el soporte universal. Calentar con el quemador y
medir la temperatura de ebullición. Anotar los resultados.
Procedimiento b)
Repetir el procedimiento a) pero adicionando 10 g de sal común al agua.
Procedimiento c)
Repetir el procedimiento a) adicionando 20 g de sal común al agua.
Procedimiento d)
Repetir el procedimiento a) adicionando 30 g de sal común al agua
4. Cálculos
Calcular la concentración molal de cada una de las disoluciones preparadas en cada experimento.
Determinar la constante ebulloscópica del agua en cada experimento. Comparar cada resultado.
Con los resultados obtenidos calcule la masa molar relativa del soluto y compárela con el obtenido empleando
su formula y las masas atómicas.
5. Cuestionario

¿Cuáles son las propiedades coligativas de una disolución?

¿De qué depende que cambie la temperatura de ebullición de una disolución?

¿Qué tipo de soluto es necesario emplear para determinar los cambios de temperaturas y poder
calcular las constantes ebulloscópicas de cada disolvente?

¿Que expresión matemática nos sirve para calcular la constante ebulloscópica de un disolvente?
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
¿Cómo calcular la masa molar relativa de la sustancia que forma el soluto en la disolución
preparada?
6. Conclusiones sobre los resultados obtenidos
Concluya como va cambiando la temperatura de una disolución en la medida que incrementa la concentración
de la misma.
Deduzca cuál es el ascenso ebulloscópico del disolvente. Calcúlelo.
7. Bibliografía





Fisicoquímica “ Ball W David” Editorial Thomson Mexico 2004
Fundamentos de Fisicoquímica “Maron y Prutton”. Editorial Limusa México 1997
Fisicoquímica “Gastón Pons Muzzo”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1980
Fisicoquímica “W Glasstone”. Editorial Marin S.A. 1995
Fisicoquímica “Zumdhall”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1992
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 7
Velocidad de Reacción
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.

Medir el tiempo que tarda la formación de i, un determinado producto, establecer la variación de la

velocidad de reacción respecto a la concentración.
Variar la temperatura en una reacción química determinar la variación de la velocidad de la reacción.
2. Aspectos Fundamentales.
La velocidad de una reacción química se mide por la variación de la concentración molar de las sustancias en la
unidad de tiempo.
Existen dos tipos de reacciones reversibles e irreversibles. Las primeras se desarrollan en ambas direcciones y
las otras solamente en una dirección, las reacciones reversibles terminan microscópicamente cuando la
velocidad inversa y directa se igualan, por lo tanto se alcanza un valor constante de equilibrio para expresar la
constante de equilibrio se aplica la ley de acción de masa (ley de Lavoisier).
Cuando se ejerce alguna influencia externa sobre un sistema en equilibrio este se desplaza en sentido contrario
de dicha influencia ejercida hasta alcanzar nuevamente el equilibrio.
Muchas reacciones se realizan con una velocidad demasiado lenta en estos casos se usan sustancias ajenas
que no intervienen en la reacción pero sin embargo aumentan la velocidad de reacción.
3. Diseño del experimento
I. Método: Experimental
II. Materiales y equipos:
 Buretas (3 unidades)
 Tubos de ensayo (3Unidades)
 Vasos de Precipitados (2 unidades)
 Termómetro (0°C-100°C)
REACTIVOS
 Ácido sulfúrico H2SO4 (33 ml se consume en la experiencia))
 Tiosulfato de sodio Na2S2O3 (27ml se consume en la experiencia)
 Agua H2O
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III. Desarrollo experimental
Experiencia Nº1
EFECTO DE LA CONCENTRACION SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION
Instale el Equipo de acuerdo a las siguientes instrucciones del Docente:

Se considera la reacción del H2SO4 y el Na2S2O3 que forma un precipitado de color blanco (azufre).

Coloque en tres buretas H2O, H2SO4 y Na2S2O3

Utilizando 3 tubos de ensayo agregue de las sustancias en cantidades de acuerdo como se indica en
las siguientes cantidades de acuerdo como se indica en las siguientes tablas.

El ácido sulfúrico 0.1 M debe estar medido en 3 tubos de ensayo que de 1 en 1 se debe vaciar a las
diferentes soluciones de tiosulfatos preparadas anteriormente. Se debe controlar el tiempo desde el
momento en que las dos soluciones se ponen en contacto hasta que aparece la coloración blanca (pp
de azufre ), repita la experiencia con los de mas tubos.
TABULACION DE DATOS
Tubos
1
2
3
Na2S2O3
H2O
H2SO4
EXPERIENCIA Nº 2
INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION

Coloque en 3 tubos de ensayo 5 ml. de Na2S2O3 en otros 3 tubos coloque 5 ml. de H2SO4

Prepare un vaso con agua un tubo con ácido sulfúrico y otro con el tiosulfato de sodio.

Mida la temperatura del agua y mezcle las soluciones sin sacar el tubo del agua.

Seguidamente anote el tiempo de aparición del precipitado desde el momento en que las soluciones se
ponen en contacto.

Repita la experiencia anterior con los demás tubos de 2 en 2 aumentando la temperatura en 10 ºC cada
vez para cada par de tubos.
TABULACION DE DATOS
Tubo
Temperatura
Tiempo
Velocidad l/t
1
2
3
4. Cálculos
Con los resultados obtenidos en la práctica realice los siguientes cálculos:
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
Calcule la velocidad de reacción en cada experimento y coloque los valores en las tablas.
5. Cuestionario

Escriba todas las ecuaciones debidamente balanceadas realizadas a lo largo de la experiencia.

Grafique la velocidad de reacción Vs. concentración.

Grafique la velocidad de reacción Vs. temperatura.

Que función cumplen los catalizadores en las reacciones químicas.

Defina claramente y con un ejemplo el Principio de le Chatelier.
6. Conclusiones sobre los resultados obtenidos
a.b.c.NOTA: Las conclusiones se ponderan para la nota del laboratorio.
7. Bibliografía
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Fundamentos de Fisicoquímica “Maron y Prutton”. Editorial Limusa México 1997
Fisicoquímica “Gastón Pons Muzzo”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1980
Fisicoquímica “W Glasstone”. Editorial Marín S.A. 1995
Fisicoquímica “Zumdhall”. Editorial McGraw Hill Interamericana 1992
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