laboratorios de fisicoquímica ambiental

Universidad Nacional Abierta y a Distancia-UNAD
Escuela de Ciencias Agrícolas , Pecuarias y del Medio Ambiente-ECAPMA
Programa de Ingeniería Ambiental-IA
LABORATORIOS DE FISICOQUÍMICA AMBIENTAL
PRÁCTICA 1. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y
ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm)
OBJETIVOS:
1. Hallar la capacidad calorífica de un calorímetro (C ) , mediante el balance de calor
establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura
2. Determinar el calor de producido en la disolución de Hidróxido de Sodio en agua
3. Calcular la entalpía de molar de disolución y el cambio entrópico molar de la mezcla en
el proceso anterior
4. Encontrar el porcentaje de error del
ΔHsn encontrado en esta experiencia.
FUNDAMENTO TEÓRICO
La capacidad calorífica (C), como propiedad extensiva de una sustancia, indica la
cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una
determinada cantidad de sustancia, su valor se halla mediante la ecuación:
C=mce,
ahora, Si se conoce el calor específico (ce) y la cantidad de una sustancia, entonces el
cambio en la temperatura de la muestra (Δt) indicará la cantidad de calor (q)1 que se ha
absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular el cambio de
calor es:
q = mcΔt
donde m es la masa de la muestra y Δt es el cambio de la temperatura:
1
q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos
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Docente Ocasional-Tutor ECAPMA
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Δt = tfinal – tinicial
El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión constante
puede relacionarse a una propiedad que se llama entalpía y se le da el símbolo de H, es
una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia.
Para una disolución ó mezcla de dos componentes, La entalpía molar de disolución
(
ΔHsn),
corresponde al calor que libera ó absorbe un sistema cuando se añade a
temperatura y presión constantes, 1 mol de soluto a una cantidad suficiente de un
disolvente para producir una solución de la concentración deseada (Levine I.,1996); esta
magnitud se expresa así:
ΔHsn=
Donde Qsn es el calor de disolución y n representa el número de moles del soluto añadido.
En esta práctica, se evaluará
ΔHsn,
en un proceso de disolución acuosa de NaOH.
Para este propósito se añadirá una cantidad conocida de hidróxido de sodio en un
volumen fijo de agua .Midiendo subsecuentemente las temperaturas final e inicial del
sistema y Con base en los datos del calorímetro, se realizará un balance de calor para
determinar la entalpía molar de disolución, de acuerdo a la siguiente ecuación :
Qliberado = -(Qcalorímetro + Qsn)
Donde :
Qcalorímetro= C.∆T = C (T2-T1)
y
Qsn= msnCsn ∆T
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C,
representa la capacidad calorífica del calorímetro ó vaso Dewar y se halla
:
C=mcce (mc indica la masa del calorímetro y ce= calor específico del recipiente ,
el cual se determina en la etapa de calibración)
Finalmente, la entalpía molar se halla así:
ΔHsn=
Adicionalmente con base en este procedimiento, se puede calcular el valor de la entropía
de mezcla
(ΔSm) ó de solución , de la siguiente forma:
ΔSm=2,303.nstoCsnlog
Recordando que
Csn es el calor específico de la solución, el cual habitualmente
es muy
parecido al del agua pura
MATERIALES
Calorímetro (Vaso Dewar, termo ó recipiente de icopor), Beaker (vaso de precipitado),
Probeta graduada de 100mL , Termómetro, Balanza analítica
REACTIVOS
Hidróxido de sodio en lentejas, Agua destilada
PROCEDIMIENTO:
1. Calibración del calorímetro ó vaso Dewar
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
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 100 mL de agua hasta alcanzar 80°C (T1)

Alistar 100mL de agua en otro beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al
calorímetro ó vaso Dewar, taparlo y tomar lecturas de la temperatura del agua
cada minuto, durante 5 minutos, hasta que permanezca constante ,registrar como
T0

Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a
80°C, 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 último valor como : Teq
TABLA DE DATOS
TEMPERATURA (°C)
Sustancia
T
Agua(ambiente)
Agua caliente
Mezcla
Calorímetro
____
____
T1
___
T0
____
____
____
mc =
CÁLCULOS

A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:
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Teq
___
___
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d=
encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla

Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad,
hallar la masa en gramos de cada muestra . registrar así: m1 para el agua a
temperatura ambiente

( T ) y m2 para el agua caliente( T1)
Con base en la ecuación de balance de calor:
Q ganado=-Q cedido
donde:
Q ganado = es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura
ambiente
Q cedido= es el calor perdido por la masa de agua caliente.
Se tiene que:
mcCe(Teq- T0) + m1CH2O(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)
De esta expresión se debe despejar Ce y luego reemplazar los datos obtenidos.

Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C
2. Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua.
Alistar el calorímetro, lavar y secarlo
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Pesar exactamente en un vidrio de reloj 2 g de NaOH (anotar como
mNaOH ), medir
su temperatura :T1
Adicionar 200mL de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente
registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que
permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos

Después de transcurrido este tiempo , agregar el NaOH rápidamente al calorímetro
utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el vaso Dewar ,agitar
vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 10 min
,verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo
constante ; registrar este último valor como

: Teq , en su tabla de datos
Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.
TABLA DE DATOS
TEMPERATURA (°C)
Sustancia
T
T1
Agua(ambiente)
____
___
NaOH
____
Disolución
____
Calorímetro
T0
Teq
___
____
____
____
mc =
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___
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CÁLCULOS

A partir de la temperatura
T0 y utilizando la siguiente ecuación:
d=
encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro

Con base en la ecuación de balance de calor:

Q ganado=-Q cedido= Qsn
donde:
Q ganado=es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temp
ambiente (T0)
Q cedido= es el calor desprendido por efecto de la disolución del NaOH
Se tiene que:
Qsn =-( C (Teq- T0) + mNaOHCH2O(Teq- T1))

El calor cedido en el proceso hará que aumentará la temperatura del agua, del
calorímetro y del propio NaOH. La aproximación que se hace es considerar el calor
específico del hidróxido similar al del agua (CH2O =1cal /g.°C= 4,18 J/g.ºC).
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
Teniendo en cuenta el valor hallado de
Qsn y el número de moles de Hidróxido
de sodio adicionado al calorímetro , calcular la entalpía molar de disolución , así:

ΔHsn=

Calcular la molaridad (M) de la disolución estudiada.

Compara el valor obtenido con lo reportado en literatura y calcular el porcentaje de
error. Analizar las posibles causas de error.

Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de
la mezcla , según la ecuación:
ΔSm=2,303.nNaOH Csnlog
TABLA DE RESULTADOS
INDICADORES
Material
C
Calorímetro
NaOH aq
M
ΔHsn
ΔSm
______
_______
______
GRÁFICAS
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Elaborar un diagrama de barras que muestre los resultados obtenidos
DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS
Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos , con su revisión de literatura
CONCLUSIONES
Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo diScutido en los
resultados de la práctica.
CUESTIONARIO
1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.
2. ¿Qué significa calor diferencial de una solución?
3. ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?
4. ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones
Na+aq y Cl-aq en el
proceso de disolución?
5. Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH
sólido
en 250 mL, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así
mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.
BIBLIOGRAFÍA

Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España

Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.
Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C

Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda edición
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PRÁCTICA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE
LOS GASES
OBJETIVOS
1. Recolectar gas carbónico a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y el carbonato
de calcio
2. Establecer la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO 2 (V) producido
en condiciones de P y T constantes
3. Determinar por método gráfico y estadístico la constante R de los gases, a partir de la
pendiente de la recta de V contra n
4. Hallar el porcentaje de error del valor de la constante universal de los gases calculada
en esta experiencia.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Relación del volumen con el Número de moles
Teniendo presente que 1mol de oxígeno pesa 32 g, contiene 6,02x1023 moléculas y ocupa
un volumen de 22,414L en condiciones normales, luego 2 moles de oxígeno pesarán 64g,
poseerán 12,04x1023 moléculas y ocuparán un volumen de 44,828 L en condiciones
normales.
De lo anterior se puede deducir que el volumen de un gas varía directamente proporcional
al número de moles del mismo, es decir, V α n ó también:
Por lo tanto, su relación gráfica será una línea recta, como lo muestra en la siguiente
figura:
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Ecuación de estado para un Gas Ideal
La ley combinada nos indica que: V α T/P y además, partiendo del principio de Avogadro
se obtiene : V α n , Combinando estas proporcionalidades, se halla que:
Gráfica 1. Relación entre V y n con P y T constantes
T
ó también:
=
T
, Despejando K, s e obtiene:
=
Ahora, si se analiza el valor de K en condiciones normales o estándar para n= 1 mol de gas
,se obtiene lo siguiente:
V
n
atm
mol
,
,
atm
mol
R se denomina la constante universal de los gases, esto significa que:
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V
ó
n
V n
Esta es la famosa ecuación de estado de los gases ideales, una de las más importantes en
fisicoquímica, ya que establece la relación directa entre presión, volumen, número de
moles y temperatura de un gas , permitiendo el cálculo de cualquiera de las 4 variables (
P, V n, T ),sí se conoce el valor de tres de ellas.
De la ecuación de estado, se puede demostrar que :
Por lo tanto, al obtener la gráfica de V contra n y linealizarla por el método estadístico de
los mínimos cuadrados, se hallará la pendiente (m) , la cual equivaldrá a la expresión
;
de ésta relación se puede despejar el valor de la constante R, así:
Como: m=
entonces R=
, luego al reemplazar los valores de la pendiente de la
recta, lo mismo que presión y temperatura del gas y ajustando las respectivas unidades, se
hallará
R
El error relativo porcentual, se calcula así:
%Error =
Valores de R
La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades,
dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen. Además, R puede
relacionarse con unidades de trabajo y energía. Estos valores se resumen en la siguiente
tabla:
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Tabla 1. Valores de la constante universal de los gases expresada en diferentes unidades.
VALORES DE R
UNIDADES
0,082
Litros-atm / mol x grado kelvin
8,31
Joules / grado Kelvin
1,98
Calorías / mol x grado Kelvin
8,31 x 107
Ergios / mol x grado Kelvin
10,73
psia= pie cúbico / lb mol x grado Rankine
En esta experiencia, se estudiará la relación entre volumen y número de moles de CO 2 ,
generado a partir de la reacción química entre el HCl y el CaCO 3 (también se puede utilizar
NaHCO3). La ecuación es la siguiente:
2HCl(aq) + CaCO3(s)
CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq)
Para lograr el objetivo propuesto, se harán reaccionar cantidades diferentes de CaCO3 en
un volumen fijo de HCl 2N, luego se recolectará el gas en una cuba hidroneumática,
donde se medirá el volumen de desplazamiento y la temperatura.
MATERIALES
Balón de fondo plano con desprendimiento lateral, Tapones de caucho horadados,
manguera con acople de vidrio, espátula metálica, probeta graduada de 500mL ,beaker
grande de 1 L, termómetro, balanza analítica
REACTIVOS



Carbonato de calcio ó bicarbonato de sodio
Ácido clorhídrico 2N
Agua destilada
PROCEDIMIENTO
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
Alistar el montaje que se muestra a continuación:
Figura1. Montaje de cuba hidroneumática para obtener gas carbónico







Llenar completamente la probeta con agua destilada e invertirla sobre el beaker
que también contiene agua hasta más o menos ¾ partes de su volumen (se puede
utilizar también una cubeta de plástico). Es importante que no queden burbujas en
el agua de la probeta y que ésta permanezca llena hasta el fondo de la misma.
Pesar cuidadosamente, sí es posible en balanza analítica , más ó menos : 0,1g ;
0,2g ; 0,4g ;0,8g y 1,2 g de CaCO3
Adicionar 200mL de HCl 2N en el balón de fondo plano, luego agregar 0,1g de
CaCO3 (w1), tapar, conectar inmediatamente la manguera y recolectar el CO2
mediante el desplazamiento del agua en la probeta. Cuando la reacción cese,
entonces medir el volumen (V1) de gas producido.
Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente el
termómetro y medir la temperatura (T1) del gas, registrar en la tabla de datos.
Desocupar el balón , lavarlo ,secarlo y adicionarle otros 200mL de HCl 2N
Agregar al balón nuevamente 0,2 g de CaCO3 (w2), realizar el mismo montaje que
se explicó anteriormente y medir volumen (V2) de CO2 y la temperatura (T2) de
éste en la probeta.
Repetir el procedimiento con las demás cantidades de CaCO3 y medir laos
respectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valores en
la tabla de datos.
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TABLA DE DATOS
Tabla 2. Volúmenes y temperaturas de CO2 obtenidos en las 5 experiencias
Experimento
W CaCO3 (g)
V CO2 (mL)
T (°C)
1
0,1
V1
T1
2
0,2
V2
T2
3
0,4
V3
T3
4
0,8
V4
T4
5
1,2
V5
T5
CÁLCULOS


A partir de los gramos de CaCO3 adicionados y teniendo en cuenta la
estequiometria de la reacción, Calcular las moles de CO2 producidas en cada
experiencia.
Consultar la presión atmosférica de la región , lo mismo que la presión de vapor
del agua a la temperatura trabajada y encontrar la presión del gas carbónico. Es
decir:


PCO2 =Patmosférica – PVapor de H2O
Con base en las temperaturas medidas en cada experimento, sacar un
(Tprom)

Completar la siguiente tabla:
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promedio
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Experimento
n CO2 (moles)
VCO2 (mL)
Tprom (K)
P CO2 (atm)
1
2
3
4
5




Graficar Volumen contra número de moles de CO2 ,
Linealizarla por el método estadístico de los mínimos cuadrados , encontrar la
pendiente(m) y el coeficiente de correlación (r2)
Teniendo en cuenta la pendiente de la recta, lo mismo que temperatura promedio
y presión del gas carbónico , calcular la constante universal de los gases (R)
Hallar el porcentaje de error, del valor obtenido experimentalmente para R
GRÁFICAS
Mostrar las respectivas gráficas de V contra n
DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS
Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos, con su revisión de literatura.
CONCLUSIONES
Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo discutido en los
resultados de la práctica.
CUESTIONARIO
1. ¿Cuáles son los principales factores de error en este experimento?
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2. Calcular el rendimiento ó eficiencia de la reacción química en cada
experimento ,promediar los valores y analizar el resultado
3. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó no
ideal?
4. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gase reales ó no
ideales?
BIBLIOGRAFÍA

Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España

Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.
Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C

Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda edición

Granados J.,(1999),Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, UNAD, facultad de ciencias
agrarias , segunda edición. Bogotá D C
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PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO,
POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO.
OBJETIVOS:
1. Estudiar la cinética de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico,
a partir de soluciones estándar de tiosulfato y manteniendo constante la
concentración del HCl durante el proceso.
2. Encontrar el orden de reacción (n), con respecto al tiosulfato, lo mismo que la
constante específica de velocidad ( ) por el método diferencial de Jacobus Van’t
Hoff.
3. Determinar el semiperiodo o período de vida media (t1/2) para esta reacción.
4. Hallar la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) de esta reacción,
aplicando la ley de Arrhenius
FUNDAMENTO TEÓRICO
El tiosulfato de sodio reacciona con el HCl de acuerdo a la siguiente reacción:
El ácido clorhídrico reacciona con el tiosulfato poniendo en libertad al ácido tiosulfúrico
(H2S2O3), que se descompone instantáneamente en dióxido de azufre, agua y azufre, el
cual se precipita en la solución produciendo u opacamiento de la misma. De esta forma, a
través de la reducción del azufre (2S+2 + 4e- --> 2S°), se puede seguir la cinética de esta
reacción.
La ley de velocidad es:
V
* a
+n*
l+ ; donde
l
(constante)
Aplicando el logaritmo decimal a ambos lados de la ecuación de velocidad (método
diferencial de Jacobus Van’t off), se obtiene:
o V n o * a
+
o
*
l+
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Estas ecuación es una expresión lineal de la forma: Y = mX + b, donde,
o * a
+;
m=n y
. Por lo tanto, al graficar LogV contra o * a
+, se debe obtener
una línea de pendiente igual al orden de reacción (n) e intercepto b=Log K[HCl]. Esto
significa:
A partir del intercepto, se calcula el valor de la constante específica de velocidad (K):
=
HC , entonces
Conociendo este dato (K) y suponiendo que la reacción es de primer orden, se determina
el semiperíodo o período de vida media (t1/2) así:
=
Además, si el proceso se desarrolla a dos temperaturas diferentes, puede encontrarse la
energía de activación de la reacción (Eac) y el factor de frecuencia de colisiones (A),
aplicando la ecuación o el método gráfico de la ley de Arrhenius.
o
ac
–
,
ac
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o
ac
,
o
De la anterior ecuación se puede despejar A , con el fin de sustituír los valores de: energía
de activación , Temperatura y constante específica de velocidad , para hallar el factor de
frecuencia de colisiones.
LISTA DE MATERIALES
LISTA DE REACTIVOS
5 Beaker de 80 mL
Tiosulfato de sodio
(Na2S2O3) 0,1M
Pipetas graduadas de 5 y 10 mL
HCl 1N
4 cronómetros
Agua destilada
Termómetros
Baño termostatado o aparato de
calentamiento (mechero,
trípode, malla de asbesto)
Matraz de 1L
Balanza
PROCEDIMIENTO:
1. Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N y ácido clorhídrico 1N.
2. Lavar 4 erlenmeyers pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y colocarlos
luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Registrar
este valor con el termómetro.
3. A partir de la solución de tiosulfato sódico, preparar soluciones 0,05 M;0,025 M y
0,0125M de la siguiente forma:
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Beaker
[Na2S2O3]
mL 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
4. Mezclar suavemente las soluciones anteriores.
5. Alistar el cronómetro en ceros y rápidamente agregar al beaker 1, 10 mililitros de
HCl 1N. Medir el tiempo (en minutos o segundos), que tarda la solución en
opacarse totalmente.
6. Repetir el procedimiento anterior, pero colocando los beakers en un baño de hielo.
Registrar la temperatura (T2) y el tiempo en minutos que tardan las soluciones en
opacarse totalmente.
TABLA DE DATOS:
BEAKER
[Na2S2O3] (M)
TIEMPO (min)
T1(°C)
1
0,1000
2
0,0500
3
0,0250
4
0,0125
T2(°C)
CÁLCULOS Y GRÁFICAS
1. Para cada temperatura trabajada (T1 y T2 ), completar la siguiente tabla:
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LABORATORIOS DE FISICOQUÍMICA AMBIENTAL
T1(K )
[Na2S2O3]
t(min)
Log [Na2S2O3]
Log V
0,1000M
0,0500M
0,0250M
0,0125M
2. En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las gráficas de Log V
contra Log [Na2S2O3], para cada temperatura.
3. Linealizar las anteriores gráficas por el método de los mínimos cuadrados y a
partir de la pendiente (m) y el intercepto (b), calculados para cada una, encontrar
el orden de reacción (n) y las constantes específicas de velocidad (K1 y K2).
4. Trazar las gráficas corregidas en una hoja milimetrada, indicando la ecuación
respectiva de cada una.
5. A partir de K1 y K2; T1 y T2 , determinar la ENERGÍA DE ACTIVACIÓN en cal/mol;
Kcal/mol y BTU/mol, lo mismo que el FACTOR DE FRECUENCIA (A) para esta
reacción. (utilizar el método algebraico o gráfico de Arrhenius).
ELABORADO POR: Jairo Enrique Granados Moreno., MSc.
Docente Ocasional-Tutor ECAPMA
Universidad Nacional Abierta y a Distancia-UNAD
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6. Trazar la gráfica de Log K contra 1/T y a partir del intercepto (b), encontrar el factor
de frecuencia de Arrhenius (A=antilog (b)). Comparar este valor con el que obtuvo
en 5.Graficar Log[Na2S2O3] contra tiempo, para la temperatura (T1); linearizar por
mínimos cuadrados y por medio de la pendiente, calcular la constante específica
de velocidad (k1) de la siguiente forma:
7. Comparar los valores de k1, hallados en 3 y 7, analizar.
8. Con el valor de K1 encontrado en 7, hallar el período de vida media de la reacción
(t1/2).
9. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar.
TABLA DE RESULTADOS
T (K)
n
k(min-1)
Eac
(cal/mol)
T1=
T2=
ELABORADO POR: Jairo Enrique Granados Moreno., MSc.
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t1/2(min)
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GRAFICAS
Recuerde que debe presentar las siguientes gráficas:
1.
2.
3.
4.
Log V contra Log[Na2S2O3]
Log k contra 1/T (K)
Log [Na2S2O3] contra t (min)
[Na2S2O3] contra t (min)
CUESTIONARIO:
1. A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros
obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta?
2. ¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)?
3. ¿qué significados tienen los valores de la energía de activación, el valor de
frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en
este experimento?
4. Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel industrial?
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BIBLIOGRAFÍA
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana,
S.A, 2002. pág. 732.
CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001. pág. 1500.
GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996. pág. 436.
RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis químico. Mexico : Fondo Educativo Interamericano, 1983.
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