Practicas 1-7

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Manual de Prácticas del Laboratorio de Termodinámica y Cinética [2012-I]

Bloque de Prácticas de Cinética Química

Domínguez, K., Pirela, J,. Rivero, T., Sánchez, L., Manual de Prácticas de Laboratorio de Termodinámica y Cinética. UNEXPO-VR-Barquisimeto. Periodo 2012-1.

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PRÁCTICA # 1: CINÉTICA DE LA REACCIÓN DE OXIDACIÓN DEL ALCOHOL BENCÍLICO POR PERMANGANATO

I.OBJETIVOS

1) Estudiar la cinética de la reacción de oxidación del alcohol bencílico por permanganato.

2) Determinar el orden de la reacción con respecto al alcohol bencílico.

3) Determinar el orden de la reacción con respecto al permanganato.

4) Determinar la constante de velocidad de reacción.

II.INTRODUCCIÓN

El alcohol bencílico puede ser oxidado a aldehído y posteriormente a ácido benzoico por el

permanganato en medio ácido, siguiendo una cinética de primer orden con respecto a cada uno

de los reactivos [1]. Esta reacción se realizará a 25 ºC (temperatura ambiente del laboratorio),

por lo cual antes de mezclar las soluciones estas deben ser termostatizadas en un baño

alrededor de 15 minutos. La ecuación de velocidad es la siguiente:

Para comprobar este hecho se realiza la reacción en exceso de uno de los reactivos (alcohol).

Suponiendo su concentración prácticamente constante a lo largo de la reacción, la ecuación de

velocidad queda:

La integración de la ecuación anterior (sabiendo que n=1) conduce a:


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Para determinar la concentración de permanganato potásico se hará uso de la técnica de

espectroscopia de absorción. Los aspectos teóricos y prácticos asociados a esta técnica puede

consultarlos en cualquier texto de química analítica, se recomiendan [2-3].

Realizando el experimento para varias concentraciones de alcohol, la constancia de k1/[R-OH] =

k indica que es también de primer orden en la concentración de alcohol bencílico.

III. DESARROLLO EXPERIMENTAL

1) Materiales y Reactivos.

En la tabla adjunta se muestran los reactivos/soluciones que se utilizaran, así como algunos de

los materiales y equipos más importantes.

Tabla Nº1. Materiales, equipos, reactivos y soluciones a emplear.

Materiales/Equipos Reactivos/Soluciones

Balones aforados Solución A: 100 mL de una solución que sea simultáneamente: 0.01M en alcohol bencílico, 0.70M en acido perclórico, 20% en acido acético.Balanza analítica

Espectrómetro/celda de vidrio

Cronómetro Solución B: 100 mL de una solución que sea simultáneamente: 0.02M en alcohol bencílico, 0.70M en acido perclórico, 20% en acido acético.

Propipeta

Pipeta aforada

Beackers Solución C: 100 mL de una solución de Permanganato 0.004M.

2) Secuencia experimental.

2.1 En un matraz aforado de 50 mL introducir 4 mL de la disolución C y enrasar a 50 mL con la

disolución A transvasándola primero a un beacker y con la ayuda de un gotero.

2.2 Introducir rápidamente la mezcla reaccionante en un beacker y llenar la cubeta con la

mezcla de reacción

2.3 Medir su Absorbancia a 527 nm cada 2 minutos durante 30 minutos en el

espectrofotómetro.


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2.4 Realizar otra vez la reacción y la medición manteniendo constante la concentración de de la

disolución C y utilizando ahora la disolución B de alcohol bencílico pero esta vez cada 1 minuto

durante 15 minutos.

IV.PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

1. Velocidad de reacción. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción.

Constante cinética. Orden de reacción. Absorbancia. Uso del espectrofotómetro. Ley de Beer.

Relación entre Absorbancia y concentración. Procedimientos analíticos para determinar

velocidades de reacción.

2. Desarrollar la forma integrada de la ecuación general considerando n = 0,1 y 2 para la

reacción llevada a cabo en la práctica.

V.DATOS EXPERIMENTALES

Los datos experimentales, así como las observaciones que perciban los estudiantes en la

práctica deben ser colocados en el formato destinado para ello. Este formato constituye el

reporte que debe entregar al profesor, por lo cual, cada estudiante debe llevar dos (2) copias;

una para él (ella) y otro para el profesor.

VI.TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES

De acuerdo con la ley de Beer, la Absorbancia de una solución es directamente proporcional a

la concentración de la especie colorida en la disolución, por lo tanto puede utilizarse

directamente la Absorbancia en lugar de la concentración para calcular la constante de

velocidad.

1. Graficar suponiendo los siguientes ordenes de reacción:

0 A Vs. t

1 Ln(Ao/At) Vs. t

2 1/A Vs. t


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2. Elegir a que orden se ajustan mejor los datos obtenidos según la correlación, y aplicar la ecuación y calcular la constante cinética (k1)

3. Calcular el valor de k sabiendo que: K1=k[R-OH]; Entonces k=k1/[alcohol]

4. Realizar el mismo procedimiento para la disolución B.

5. Comprobar que k1/[R-OH] permanece constante en los dos experimentos.

VII. BIBLIOGRAFÍA

[1]. Introducción a la experimentación en química física. Universitat de les Illes Balears. 2005.

[2]. Douglas A. Skoog, Stanley R. Crouch, F. James Holler. Principios de análisis instrumental. Octava Edición. México 2005.

[3]. Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Barcelona, Editorial Reverte, 2005.

[4]. Fogler, H. S. “Elementos de la ingeniería de las Reacciones Quimicas”. México, Editorial

Prentice Hall, 2001.

[5]. Levenspiel, O. Ingeniería de las Reacciones Químicas. México, Editorial Reverte, 1998.


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PRÁCTICA # 2: CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

I. OBJETIVOS

1) Estudiar cinéticamente la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno

2) Determinar el orden de reacción en la descomposición del peróxido de hidrógeno.

3) Evaluar el efecto de la presencia de catalizadores en la velocidad de la reacción.

4) Calcular el coeficiente de velocidad en ausencia y presencia del catalizador.

II. INTRODUCCION

La velocidad de reacción se puede definir como la concentración de reactivo que se transforma

o se desaparece en la unidad de tiempo o la concentración de producto que aparece por unidad

de tiempo. Existen ciertos factores que influyen sobre la velocidad de reacción como lo son la

naturaleza de los reactivos, la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de

catalizadores. Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción o de

un proceso termodinámicamente posible. Actúa en pequeñas proporciones y al final de la

reacción química se recupera intacta. Se caracterizan por su selectividad para actuar sobre una

reacción determinada e intervienen en el proceso llevando a la reacción por un camino distinto

que tiene una energía de activación menor, esto hace que aumente la velocidad de reacción.

Aunque también existen catalizadores negativos que disminuyen la velocidad de reacción[1].

En esta práctica se estudiará la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno:

2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g)

A la cual se le agregaran catalizadores para aumentar la velocidad de reacción, tal es el caso del

Cloruro Férrico y de la mezcla Férrico-Cloruro Cúprico. El cloruro férrico es el catalizador, y en el

caso de la mezcla, la función del cloruro cúprico es cocatalizar la reacción. El curso de la

reacción puede seguirse valorando, a distintos intervalos de tiempo, con una solución estándar


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de Permanganato de Potasio, ya que el peróxido es oxidado por éste en medio ligeramente

acido:


1) Materiales y Reactivos.





Pipetas graduadas Solución al 0.6% de Peróxido de Hidrógeno

Pipetas volumétricas Solución de Cloruro Férrico

Balones aforados Solución de Cloruro Férrico +Cloruro Cúprico

Baño termostático Solución de Permanganato de Potasio 0.1 N

Propipeta Ácido Sulfúrico concentrado

3 Planchas de agitación

3 agitadores magnéticos

Buretas

Erlenmeyers

2) Secuencia experimental.

2.1 Preparar una solucion al 0.6% de peróxido de hidrógeno haciendo los calculos de

dilución correspondientes y utilizando un balon aforado de 250 mL.

2.2 Colocar en un baño termostático (a temperatura ambiente) durante 15 minutos las

soluciones a emplear durante la experiencia: Peróxido de Hidrógeno al 0,6% P/V, agua

destilada, Solución de Cloruro Férrico y la solución de Cloruro Férrico + Cloruro Cúprico.


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2.3 Trasladar a un erlenmeyer 75 mL de la solución de peróxido con ayuda de una bureta.

2.4 Coloque el erlenmeyer con la solucion de peroxido en una plancha de agitacion e

introduzca el agitador magnetico. Comience la agitación de la solución.

2.5 Añadir con ayuda de una pipeta volumetrica 15 mL de agua destilada. En ste instante

active el cronometro y de por iniciada la reaccion de descomposicion del peroxido.

2.6 Inmediatamente retire 5mL de la solución (medicion a tiempo cero) y recojalos sobre 15

gotas de ácido sulfúrico concentrado contenidos en una fiola.

2.7 TÍtule con Permanganato de Potasio 0.2 M para la determinacion de la concentracion

del peróxido.

2.8 Repita los pasos 2.6 y 2.7 a los 20, 40, 60 y 80 minutos de haberse iniciado la reacción.

2.9 Repetir los pasos 2.3, 2.4, 2.5, 2.6, 2.7 y 2.8 sustituyendo los 15 mL de agua destilada

mencionados en el paso 2.5 por 15 mL de solucion de Cloruro Férrico.

2.10 Repetir los pasos 2.3, 2.4, 2.5, 2.6, 2.7 y 2.8 sustituyendo los 15 mL de agua destilada

mencionados en el paso 2.5 por 15 mL de solución de Cloruro F´rrrico-Cloruro Cúprico.

IV. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

1) Factores que afectan la velocidad de una reacción: presencia de catalizadores. Utilidad

de los catalizadores. Catálisis homogénea. Características de los catalizadores. Catálisis positiva

y catálisis negativa. Influencia de los catalizadores en la energía de activación. Mecanismos

alternativos de reacción por la presencia de catalizadores. Mecanismo de descomposición del

peróxido de hidrógeno. Cocatalizador.

2) A partir de la ecuación –rA=kCAn Aplicar el método integral y deducir las ecuaciones

suponiendo orden 0, 1 y 2.


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V.DATOS EXPERIMENTALES




una para él (ella) y otro para el profesor (a).

VI.TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

Para cada una de las tres experiencias descritas en la sección experimental determine los

siguientes datos:

1) Calcule la concentración de peróxido de hidrógeno a cada tiempo t a partir de los datos de

cada titulación:

La relación estequiometrica se obtiene a partir de la reacción:

VKMnO4=Volumen gastado en la titulación

[KMnO4]=0.1 N

V alicota gastada= 5mL

2) Calcule la conversión fraccional para cada dato de concentración:

[H2O2]o=Concentración del peróxido de hidrógeno para t=0

[H2O2] = Concentración del peróxido de hidrógeno para un tiempo t.


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3) A partir de las ecuaciones deducidas por el método integral para n=0,1 y 2 graficar

conversión Vs tiempo. En el informe debe presentar las gráficas para cada uno de los órdenes,

comparar y discutir los valores de coeficientes de correlación y escoger la ecuación y el orden

que considere más apropiado, dando la argumentación correspondiente.

4) A partir del orden seleccionado calcular el coeficiente de velocidad.

VII.BIBLIOGRAFÍA






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PRÁCTICA # 3: CINÉTICA DE LA HIDRÓLISIS ÁCIDA DEL ACETATO DE METILO

I. OBJETIVOS

1) Estudiar cinéticamente la reacción de la hidrolisis ácida del acetato de metilo.

2) Determinar mediante una técnica volumétrica ácido-base la constante de reacción de la

hidrólisis ácida del acetato de metilo.

3) Comprobar que el orden de reacción propuesto n=1 es el indicado.

II. INTRODUCCION

El acetato de metilo se hidroliza en medio ácido para dar el ácido acético y metanol:

siguiendo una cinética de primer orden con respecto a la concentración de éster. La integración

de la ecuación de velocidad para esta reacción conduce a la ecuación:

Linealizando la ecuación se tiene:

Según la estequiometria de la reacción:

Las ecuaciones 1 y 2 se transforman en:


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donde k es la constante de la reacción de pseudo-primer orden, ya que lleva implícita la

concentración del agua, que actúa como reactivo y disolvente. Es decir, k= kobservada = k1[H2O]

Para determinar la constante de velocidad de esta reacción en lugar de determinar

experimentalmente la concentración de éster, se determina la concentración de ácido acético

por valoración directa con una base (hidróxido sódico) a través de la observación del punto de

viraje de un indicador ácido-base como la fenolftaleína, que vira de incoloro a rojo (zona pH

básica). La reacción se realiza en un medio fuertemente ácido para catalizar la reacción.


1) Materiales y Reactivos





Pipetas graduadas100mL de solución de Acetato de metilo 10% V/V

Pipetas volumétricas

Balones aforados

100mL de solución de Ácido clorhídrico 2NBureta

Propipeta

Hielo

Beackers

1L de solución de Hidróxido de Sodio 0.15 NErlenmeyers

Pinzas de nuez

Soporte Universal


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2) Secuencia experimental2.1 Verter 50 mL de la disolución de acetato de metilo sobre 50 mL de la disolución de HCl

2 N en un beacker y comenzar a correr el tiempo.

2.2 Después de agitar fuertemente se saca una muestra de 2 mL que se vierte sobre un

erlenmeyer que contiene 40 mL de agua destilada, previamente colocada en un baño de hielo y

agua (congelado de la reacción) y añadir 5 gotas de indicador (fenolftaleína)

2.3 Realizar una valoración empleando NaOH como titulante, el cambio de viraje es de

transparente a rosa pálido momento en el cual se anota el volumen consumido de NaOH que

será Vo.

2.4 A intervalos de 15 min. realizar la misma operación anterior y determinar los

volúmenes de equivalencia (Vt). Realizar 7 mediciones.

2.5 Tomar valor de V∞=27,4 mL

IV. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

1) Cinética de la reacción. Ecuación cinética. Reacciones de pseudo primer orden. Constante de

Velocidad. Orden de reacción. Técnicas aplicadas a la determinación de la cinética.

2) A Partir de la ecuación:

deduzca la siguiente expresión:

3) Deducción de la ecuación para reacciones de primer orden.

4) ¿Los volúmenes aumentan o disminuyen a medida que trascurre la reacción? ¿A qué se

debe?


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DATOS EXPERIMENTALES




una para él (ella) y otro para el profesor.

V. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES

1) Calcular ln((V∞-Vt)/(V∞-Vo)) .

2) Graficar ln((V∞-Vt)/(V∞-Vo)) Vs tiempo, linealizar y verificar de acuerdo a la correlación si

la reacción es de orden 1.

3) A partir de la ecuación de la recta calcular la constante de velocidad: Y=mx; y k=m.

VII. BIBLIOGRAFÍA






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PRÁCTICA # 4: CINÉTICA DE LA SAPONIFICACIÓN DEL ACETATO DE ETILOCOMPARACIÓN DE UN MÉTODO QUÍMICO CON UN MÉTODO FÍSICO

EFECTO DE LA TEMPERATURA

I. OBJETIVOS.

1) Comparar la cinética de la saponificación del acetato de etilo por dos métodos: químico

y físico.

2) Comprobar el efecto de la temperatura en la velocidad de la reacción empleando el

método físico.

3) Determinar la constante de velocidad de reacción a dos temperaturas.

4) Determinar la energía de activación de la reacción.

5) Determinar el orden de la reacción por ambos métodos.

I. NTRODUCCIÓN

La hidrólisis del acetato de etilo catalizada por una base es una reacción de sustitución

nucleofílica acílica. Este tipo de reacción se llama saponificación porque cuando se aplica a

grasas y aceites (esteres de larga cadena, ácidos “grasos”) se produce jabón [1]. La reacción es

irreversible, porque el resultado es el anión carboxilato que esta estabilizado por resonancia

[2]. El ión carboxilato negativo no atrae nucleófilos. Para profundizar en los aspectos

relacionados al mecanismo de reacción pueden utilizarse cualquier texto de química orgánica

[1-2].

La reacción general de saponificación del acetato de etilo con hidróxido de sodio es la siguiente:

Esta reacción es un ejemplo clásico de las reacciones de segundo orden puesto que la velocidad

depende de los dos reactantes involucrados [2-3]. Siendo así, en este tipo de reacciones se

colocan a reaccionar los dos reactivos involucrados con concentraciones iníciales iguales para

utilizar la ecuación simplificada de la velocidad. El análisis matemático de las ecuaciones de

velocidad para este tipo de reacciones se puede consultar en la bibliografía [3].


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Para determinar el progreso de la reacción se emplean dos técnicas experimentales; la

conductancia (método físico) y la valoración ácido-base (método químico). La finalidad de

evaluar la cinética de la saponificación del éster por dos métodos es comparar los mismos.

El uso del primer método consiste en medir la conductancia de la mezcla reaccionante en

intervalos de tiempo. Esto se realiza dos temperaturas (25ºC y 40ºC) con la finalidad de

comprobar la influencia de la temperatura en la velocidad de la reacción. La reacción puede

seguirse conductimétricamente puesto que la conductividad disminuye en el transcurso de la

reacción. Esta disminución de la conductividad es debida a la mayor conductividad equivalente

de los iones OH- con respecto a los iones acetato, los cuales sustituyen a los OH- en el

transcurso de la reacción. En este caso, no se tomarán en cuenta la conductancia del acetato de

etilo y el etanol por ser sustancias no iónicas [4].

El método químico consistirá en estudiar la reacción empleando una titulación ácido-base por

retroceso [5-6], es decir, con un exceso de ácido clorhídrico se detendrá la reacción en

intervalos de tiempo preestablecidos, luego se valora el ácido remanente y a partir de las

relaciones molares se calcula los moles de NaOH (de la reacción de saponificación) que

reaccionan en un tiempo “t”. Con el método químico se obtendrán los parámetros cinéticos

para ser comparados con los obtenidos por el método anterior.

III. MÉTODO FÍSICO

III.A. DESARROLLO EXPERIMENTAL





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Balones aforados

250 mL de una solución de NaOH 0,02MBalanza analítica

Conductímetro

Cronómetro

250mL de una solución de acetato de etilo 0,02N

Propipeta

Pipeta aforada

Beackers

Termostato

2) Secuencia Experimental

2.1) Preparar 250ml de NaOH 0,02M y 250ml de acetato de etilo 0,02M.

2.2) A temperatura ambiente tome (mediante la ayuda de pipetas volumétricas) 100 ml de

solución de NaOH 100 ml de solución de acetato, mézclelos y ponga en funcionamiento el

cronómetro, efectúe lo más pronto posible la lectura de conductancia para el tiempo para el

tiempo cero λ0, posteriormente efectúe medidas cada 4 minutos, hasta obtener 8 medidas. Los

valores de conductancia infinita λ∞, para esta reacción, corresponderán únicamente al valor de

la conductancia del acetato de sodio (debido al tiempo prolongado de la misma reacción)[4].

2.3) Para 40oC se colocan 2 balones contenido las soluciones de NaOH y acetato de etilo, en el

termostato, después de alcanzar el equilibrio térmico (15 min) se mezclan y se procede igual

que en la temperatura ambiente.

3) Tratamiento de los datos experimentales.

De acuerdo con la correlación de la propiedad física (conductividad) con la conversión se tiene

la ecuación 4.1 que representa el grado de conversión:


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Para cada valor de temperatura (25oC y 40oC) realizar las siguientes determinaciones:

3.1) Calcular el valor de la conversión fraccional para cada medición de conductividad utilizando

la ecuación 1.

3.2) Calcular el cociente X/(1-X) para cada conversión calculada en el paso anterior.

3.3) Graficar X/(1-X) Vs. t (min).

3.4) Utilizando el grafico ajuste los datos a la siguiente ecuación 4.2:

3.5) Comprobar si el orden propuesto es el adecuado mediante la correlación (R2 debe

acercarse a 1).

3.6) Obtener el valor del coeficiente de velocidad (k1) para cada temperatura de la pendiente de

la recta ajustada en los pasos anteriores, es decir, de la ecuación 2 se tiene:

3.7) Calcular la magnitud de la energía de activación (Ea) de la reacción mediante la relación

entre dos constantes de velocidad a temperaturas distintas, ecuación 4.3:

3.8) Calcular el factor de frecuencia (A) utilizando la ecuación de Arrhenius, ecuación 4:

3.9) Linealizar la ecuación de Arrhenius. Graficar el lnk Vs. 1/T y de los datos de la pendiente y

la ordenada en el origen de la recta trazada, obtener la energía de activación de la reacción y el

factor de frecuencia.

3.10) Comparar las magnitudes obtenidas por el método analítico y por el método gráfico.


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IV.MÉTODO QUÍMICO

IV.A. DESARROLLO EXPERIMENTAL


En la tabla Nº2 se muestran los reactivos/soluciones que se utilizaran, así como algunos de los

materiales y equipos más importantes para el método químico.

Tabla Nº2. Materiales, equipos, reactivos y soluciones a emplear para el método químico.


Balones aforados NaOH 0,02N

Balanza analítica Acetato de etilo 0,02N

Termostato NaOH 0,01 M valorada

Cronómetro HCl 0,005 M valorada

Pipetas volumétricas Fenolftaleína

Propipeta

Erlenmeyers

2) Secuencia Experimental.

2.1) Preparar soluciones de 250ml de NaOH 0,02M y 250ml de acetato de etilo 0,02M y

termostatizarlas a 25ºC durante 15 minutos.

2.2) Preparar 9 fiolas de 250 ml con 50 ml de HCl 0.005M valorado, enumerarlos y colocar en

el baño para termostatizar durante 15 minutos.

2.3) Verter la solución de NaOH sobre la de acetato de etilo (beaker de 800 -1000 mL) y al

final del agregado de la solución, se lee el tiempo de mezclado (∆t mezclado). Tape el beaker

con un vidrio de reloj. Agite vigorosamente durante unos segundos y se vuelve a colocar en el

termostato.

2.4) Extraer muestras con una pipeta de 25 ml a los 7, 9, 11, 13, 17, 22, 27, 33 y 40 minutos y

se colocan en cada uno de las fiolas con HCl. Se registra mediante el cronómetro que funciona

sin interrupción los tiempos t’ en que se inician los agregados y los lapsos ∆t’ que duran dichas

operaciones. El beaker con la mezcla reaccionante se destapa únicamente durante la toma de

muestra.


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2.5) Valorar el exceso de ácido con NaOH 0.01 M usando fenolftaleína como indicador. Se

considera el punto final de la titulación cuando existe persistencia de color durante un minuto.

4) Tratamiento de los datos experimentales

En el intervalo 0 - ∆t mezclado la concentración del reactivo agregado varía entre 0 y un valor

próximo a la concentración inicial. Se considera que la reacción comienza en el instante

∆t mezclado/2, con concentración igual a “a”. La interrupción de la reacción demora un tiempo ∆t’,

correspondiente al agregado de la muestra sobre el ácido; se considera por lo tanto que

t’ + ∆t’/2 es el tiempo de interrupción de la reacción. Por lo tanto, t, tiempo de la ecuación

cinética, es:

t = t’ + ½ ∆t’ - ½ ∆t mezclado (ec.4.5)

La [NaOH]o y la [Acetato de Etilo]o es igual a 0.01 M por la mezcla de iguales volúmenes de éster

e hidróxido. Esta concentración es “a” en la ecuación 4.9.

3.1) Calcular t (tiempo corregido) con el uso de la ecuación 4.5.

3.2) Calcular los moles de NaOH consumidos durante la titulación mediante la ecuación 4.6.

Los moles de NaOH previamente calculados serán iguales a los moles de HCl neutralizados en la

titulación por retroceso, es decir, HCl retroceso.

3.3) Calcular los moles de HCl neutralizados con el NaOH de la mezcla de reacción mediante la

ecuación 4.7

Los moles HCl neutralizados son iguales a los moles remanentes en la mezcla de reacción, y

por ende en la alícuota tomada, es decir en los 25 mL.

3.4) Calcular la concentración remanente de NaOH en la mezcla de reacción, dividiendo los

moles entre el volumen de la alícuota (25 mL).


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3.5) Calcular la concentración de NaOH que reacciona (en la mezcla: éster + álcalis) en cada

tiempo “t”, esto se denota con, X, y se obtiene por:

3.6) Ahora de la ecuación integrada de velocidad para una reacción de segundo orden (global)

en donde hay dos reactivos involucrados se tiene:

De tal manera, grafique , la regresión cercana a la unidad (1) corroborará que la

reacción es de segundo orden global; orden uno con respecto a cada reactante.


3.7) De la grafica anterior, la pendiente corresponde a la constante de velocidad.

3.8) Compare los resultados (órdenes, constante, K, a temperatura ambiente) con los

obtenidos por el método físico.

V. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN

Velocidad de reacción. Reacciones homogéneas, simples, elementales e irreversibles.

Constante de velocidad, orden de reacción. Factores que afectan la velocidad de una

reacción, ecuación de Arrhenius, energía de activación, factor de frecuencia. Métodos

físicos y químicos (conductancia y valoración ácido-base) para determinar velocidades

de reacción. Conductividad equivalente. Conductividad infinita. Deducción de la

expresión para la medición de la conversión a partir de propiedades físicas. Deducción

de la expresión de velocidad para una reacción de segundo orden donde se involucren

dos reactivos de igual concentración. Mecanismo de reacción del acetato de etilo vía

sustitución nucleofílica con NaOH.

VI. DATOS EXPERIMENTALES.

Los datos experimentales, así como las observaciones que perciban los estudiantes en

la práctica deben ser colocados en el formato destinado para ello. Este formato

constituye el reporte que debe entregar al profesor, por lo cual, cada estudiante debe

llevar dos (2) copias; una para él (ella) y otro para el profesor(a). Es individual.

VII. BIBLIOGRAFÍA

[1]. Philip S. Bailey, Christina A. Bailey. Química Orgánica: Conceptos y aplicaciones.

1998.

[2]. Morrison R, Boyd R. Química Orgánica. Quinta Edición. Addison Wesley. México

1998.

[3]. Gordon M. H. Cinética Química. Barcelona. Editorial Reverte. 1973.

[4]. Guía de Laboratorio de Química Física. Universidad de Buenos Aires. Argentina.

2002.

[5]. Douglas A. Skoog, Stanley R. Crouch, F. James Holler. Principios de análisis instrumental. Octava Edición. México 2005.

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[6]. Harris D.C. Análisis Químico Cuantitativo. Barcelona, Editorial Reverte, 2005.


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Bloque de Prácticas de Termodinámica

Química


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PRÁCTICA # 5:DETERMINACIÓN DE VISCOSIDAD Y DENSIDAD DE SOLUCIONES

I. OBJETIVOS.

1) Definir e identificar la importancia de las propiedades: densidad, viscosidad en

soluciones acuosas.

2) Determinar experimentalmente la relación de la densidad, la viscosidad con la

concentración de algunas soluciones.

3) Verificar la influencia de la variación de la concentración sobre la densidad,

viscosidad e índice de refracción.

II. INTRODUCCIÓN

La determinación de propiedades termodinámicas, tales como la densidad, viscosidad

e índice de refracción es de suma importancia, ya que éstas pueden utilizarse para

caracterizar una sustancia pura, así como también permiten calcular otras propiedades

a partir de ellas.

La densidad de una solución a una temperatura determinada se define como la

cantidad de materia que ocupa un determinado volumen [1], ésta puede determinarse

de manera precisa utilizando un pequeño recipiente llamado picnómetro (ver figura 1)

que consta de dos partes: un cuerpo periforme o cilindro con cuello esmerilado

estrecho o largo y un tapón esmerilado capilar con o sin aforo [2].

Siendo m=masa y v= volumen.


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Figura 1. Picnómetro

Por otro lado, se denomina la viscosidad de un líquido como la resistencia del mismo a

fluir. El coeficiente de viscosidad, ŋ, de los líquidos se mide (o se compara con el de un

líquido, generalmente agua que se toma como referencia) mediante instrumentos

denominados viscosímetros, en la presente práctica se utilizará el viscosímetro de

Ostwald (ver figura 2), que opera a temperatura constante.

Para el líquido problema, se puede escribir que:

Siendo L y r respectivamente, la longitud y el radio del capilar. P =presión aplicada.

V= volumen del líquido que ha fluido a través del capilar en un tiempo t.

Para el líquido de referencia (para el que se conoce el valor ŋ = ŋ2 a la temperatura que

se opera), en este caso es el agua y la ecuación es [3]:

Dividiendo miembro a miembro la ecuación 2 y 3 resulta que:

Pero la presión hidrostática ejercida por la columna de líquido viene dada por:

De donde se deduce que:


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Figura 2. Viscosímetro de Ostwald.


1) En la tabla adjunta se muestran los reactivos/soluciones que se utilizaran, así

como algunos de los materiales y equipos más importantes.



Balones aforados(50ml) Sacarosa 0,5MBalanza analítica

Erlenmeyers

Cronómetro Alcohol (proporcionado por el técnico)

Pipetas graduadas

Propipeta

2 Picnómetros

Agua destilada

2 Viscosímetros

Refractómetro


2.1) Preparar soluciones de Sacarosa 0.5M, 0.4M, 0.3M, 0.2M, 0.1M y de alcohol 90%,70%,

50%, 30%, 10% (50mL de cada solución). Distribuir las soluciones en los 10 matraces

Erlenmeyer de 125 mL y etiquetar correctamente para evitar confusiones.


39


Para el cálculo de las densidades:

2.1) Lavar y secar perfectamente el picnómetro.

2.2) Pesar en la balanza analítica el picnómetro vacío y registrar (mp).

2.3) Llenar el picnómetro inicialmente con agua destilada, hasta que casi rebase su

capacidad e introducir el tapón de vidrio.

2.4) Secar perfectamente el exterior del picnómetro y evitar tocarlo con los dedos.

2.5) Pesar en la balanza analítica y registrar según sea el caso Mpw o Mps.

2.6) Repetir todos los pasos anteriores para cada una de las sustancias analizadas.

Para el cálculo de las viscosidades:

2.7) Lavar perfectamente el viscosímetro.

2.8) Agregar 25ml de agua destilada en el extremo más ancho, véase la figura 2.

2.9) Succionar utilizando una propipeta en el otro extremo del viscosímetro hasta

que el nivel del líquido se encuentre por encima de la marca A (ver figura 2).

2.10) Suspender la succión y dejar fluir el líquido.

2.11) Tan pronto el menisco del líquido se encuentre en la marca A, activar el

cronómetro.

2.12) Cuando el menisco del líquido cruce la marca B (ver figura 2), desactivar el

cronómetro y registrar el tiempo utilizado (tw).

2.13) Repetir los pasos 2.10, 2.11, 2.12 y 2.13 para cada una de las soluciones de

sacarosa y del alcohol proporcionado.

IV. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN.

Investigar lo siguiente:

Influencia de las fuerzas intermoleculares en la viscosidad de los líquidos. Describir

brevemente métodos alternativos para la determinación de viscosidad. Factores que

influyen en la densidad, viscosidad. Propiedades que se determinan a partir de la

densidad, viscosidad. Importancia industrial de la determinación de dichas

propiedades.


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V. DATOS EXPERIMENTALES.




llevar dos (2) copias; una para él (ella) y otro para el profesor(a).

VI.TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES.

Determinación de la densidad

1) Calcular la masa del agua destilada mw por diferencia entre la masa del

picnómetro con el agua y el picnómetro vacio

2) Calcular las masas de las soluciones a las diferentes concentraciones por medio

de la diferencia entre la masa del picnómetro con la solución y el picnómetro vacio

3) Obtener las densidades de las especies estudiadas utilizando la ecuación 1

siendo m=ms y V=25mL y registrar los datos en las tablas correspondientes y en el caso

del agua considere m=mw.

4) Elaborar una grafica de Densidad Vs. Concentración para cada una de las

soluciones utilizadas.

Viscosidad

1) Utilizando la ecuación 6 y el tiempo que tarda en bajar el agua (tw) completar

las tablas correspondientes con el uso de las densidades obtenidas en el apartado

anterior (densidad). Considere la viscosidad del agua ŋ2=0,01 Poise. El subíndice 1

corresponde a la solución en estudio mientras que el subíndice 2 corresponde al agua.

2) Elaborar una grafica de Viscosidad Vs. Concentración para cada una de las

soluciones utilizadas.


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VII. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

[1].Burns, Ralph. Fundamentos de Química. Pearson Educación, 1998.

[2]. Torres, Guadalupe y otros. Manual para Laboratorio de Fisicoquímica, 2009

[3]. Valenzuela, Cristobal. Química General, introducción a la química teórica.

Ediciones Universidad Salamanca. España, 1994


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PRÁCTICA # 6. EQUILIBRIO DE SISTEMAS TERNARIOS

I. OBJETIVOS.

1) Determinar la curva de solubilidad y las líneas de reparto de una mezcla ternaria

formada por benzoato de metilo-ácido acético-agua.

2) Elaborar el diagrama de equilibrio de fases para el sistema benzoato de metilo-

ácido acético-agua, aplicando el triángulo de Gibbs-Roozeboom.

3) Determinar las líneas de unión del sistema benzoato de metilo-ácido acético-agua.

4) Analizar el sistema de tres componentes determinado.

II. NTRODUCCIÓN

Un sistema heterogéneo consta de dos o más regiones homogéneas separadas unas de

otras por superficies o interfases perfectamente definidas y a través de las cuales se

producen cambios bruscos en las propiedades físicas del sistema. Es decir, todo

sistema heterogéneo esta constituido por partes que son homogéneas [1].

La condición de equilibrio en un sistema heterogéneo es que el potencial químico de

cada constituyente del sistema tenga el mismo valor en cada punto del sistema (ec. 1).

Por otra parte, un sistema en equilibrio termodinámico implica igualdad entre las

temperaturas (equilibrio térmico) (ec.2) y entre las presiones (equilibrio mecánico)

(ec. 3) de cualquier punto del sistema.

µiα= µi

b (ec. 1)

Ta = Tb (ec. 2)

Pa = Pb (ec. 3)

En los sistemas heterogéneos es posible observar cambios de fase, de estado de

agregación, disolución de sustancias sólidas, redistribución del (los) componente (s)

entre dos disolventes, etc. Cada sustancia que pueda ser separada del sistema y existir

fuera del mismo se llama sustancia componente del sistema [2].


39


La distribución del componente soluto en dos disolventes no miscibles depende de la

actividad del soluto en cada uno de los disolventes, la proporción de las actividades es

constante a una determinada temperatura y se le denomina Coeficiente de reparto o

coeficiente de distribución, que es la Ley de reparto de Nernst:

Donde: aA es la actividad del soluto en el disolvente A, aB es la actividad del soluto en

el disolvente B, K es un valor constante.

Para un sistema ternario la regla de las fases indica que los grados de libertad (L) están

dados por L = 5 - F. Por lo tanto, si hay una sola fase (F), L = 4 y para una

representación geométrica completa será necesario utilizar un diagrama espacial

tetradimensional. Si la presión permanece constante se puede emplear una

representación tridimensional, y si la temperatura y la presión permanecen

constantes, L = 3 - F el sistema se puede representar en dos dimensiones.

Para representar el comportamiento de los sistemas con tres componentes sobre un

diagrama bidimensional es necesario considerar que tanto la presión como la

temperatura permanecen constantes [3]. En este caso es posible representar las fases

del sistema en función de la composición.

Las cantidades de los tres componentes, de ordinario referidas en cantidades

porcentuales, se representan en una gráfica triangular (Fig. 1). Los vértices del

triángulo ABC corresponden a los componentes puros. El lado del triángulo opuesto al

vértice indica la ausencia del componente. Este método es denominado de Gibbs-

Roozeboom [3].

Uno de los sistemas de tres componentes lo constituye el sistema agua- benzoato de

metilo - ácido acético. El par agua-benzoato de metilo es inmiscible, mientras que los

pares benzoato de metilo-acido acético y ácido acético-agua son miscibles en todas las

proporciones. El diagrama de fases para un sistema ternario de líquidos A, B y C se

indica en la figura 1. En el diagrama, A sería el ácido acético, B benzoato de metilo y C

agua.


39


Figura 1. Diagrama de fases para un sistema de tres líquidos, dos de los cuales (B y C) no son miscibles.






Pipetas graduadas Benzoato de metilo

Propipeta

7 Tubos de ensayoÁcido Acético Glacial

Bureta

2 embudos de separaciónAgua destilada

Soporte de madera

ErlenmeyersFenolftaleína

Cilindros graduados

Balanza analíticaHidróxido de Sodio (0.1N) valorado

Guantes de Cirujano


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Secuencia Experimental

Isotermas de equilibrio de fases en un sistema de tres componentes

2.1) Preparar en tubos de ensayo proporcionado por el técnico de laboratorio (¡en la

campaña!) mezclas de ácido acético-benzoato de metilo como se indica en la tabla Nº

1. ¡Utilice pipetas graduadas!.

2.2) A cada tubo se le agregara agua destilada por medio de una bureta, gota a gota,

agitando continuamente hasta la aparición de turbidez permanente. El gasto de agua

obtenido deberá anotarse en la tabla Nº1.

Determinación de las líneas de unión

2.3) Colocar en dos embudos de separación marcados con A y B las mezclas contenidas

en la tabla Nº2.

2.4) Agitar ambas mezclas durante 30 minutos de manera continua liberando

ocasionalmente el exceso de presión interna, después de este tiempo dejar reposar

colocando el embudo en el soporte de madera durante 15 minutos. Se recomienda el

uso de guantes.

2.5) Separar la fase orgánica de la fase acuosa.

2.6) Medir el volumen total (con el uso de un cilindro graduado) de cada fase.

2.7) Medir la densidad de cada fase:

Tomar un matraz de 125mL y pesarlo en la balanza analítica, tomar 5mL de cada fase y

agregarlos y posteriormente pesar el matraz con la solución.

2.8) Valorar el contenido de ácido acético de cada fase:

Tomar con una pipeta 0.1mL de cada fase por separado y colocarla en el matraz

Erlenmeyer correspondiente, adicionar 50mL de agua destilada a cada matraz, agregar

5 gotas de fenolftaleína como indicador y proceder a titular con NaOH 0.1N

2.9) Registrar los resultados en la tabla Nº 3.


1) Investigar lo siguiente:

Ley de reparto de Nernst. Grados de libertad. Solubilidad, solubilidad parcial, total e

insolubilidad. Equilibrio de sistemas de tres componentes. Isotermas de equilibrio de

fases y líneas de unión. Grado de Turbidez.


39


2) Al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad mutua de los componentes de

la mezcla ternaria. ¿Qué le ocurrirá a la región heterogénea? ¿Aumenta o disminuirá al

aumentar la temperatura?

3) ¿Qué utilidad práctica en el área industrial se puede dar a las isotermas de

equilibrio de fases de tres componentes y a las líneas de unión?. Explique.

4) ¿Cuándo aparecerá más rápidamente la turbidez en cada una de las soluciones, a

mayor volumen de ácido acético o a mayor volumen de benzoato de metilo? ¿Por qué?





llevar dos (2) copias; una para él (ella) y otro para el profesor.

VI.TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES.

Emplear el diagrama triangular (ver reporte) para sistemas de tres componentes

(Gibbs Roozeboom) para el sistema benzoato de metilo-ácido acético-agua a temperatura

ambiente para realizar la curva y las líneas de unión.

Isotermas de equilibrio de fases en sistemas de tres componentes.

1) Determinar el % p/p de cada uno de los componentes para cada mezcla en el

equilibrio de la siguiente manera:

2) Ubicar cada uno de estos puntos en el diagrama triangular y unir los puntos de

tal manera que se aprecie la curva de equilibrio como se ilustra en la figura 1.

Determinación de las líneas de unión

1) Con los resultados de la titulación con NaOH determinar la cantidad total de

ácido acético en cada una de las fases orgánica y acuosa para las mezclas A y B.

gCH3COOH= [NaOH]*VconsumidoNaOH(L)*PMCH3COOH


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[NaOH]=0,1N.

2) Se determinan las densidades de cada fase: con la diferencia de los valores de

masa registrados en el apartado 2.7) se obtiene la masa de la solución

(masasolucion=(masamatraz+solución)-masamatraz) y al dividirlo entre 5mL se obtiene

la densidad de cada fase.

3) Con las densidades que se obtuvo de cada fase y el volumen medido de cada

una de ellas (0,1mL) se determina la masa total de la fase.

Masatotaldelafase=0,1mL*ρfase

4) El %p/p de ácido acético en cada fase se calcula de la siguiente manera:

%p/p= (masaCH3COOHenlafase/masatotaldelafase)*100%

5) Los %p/p se ubican sobre la curva y se unen mediante una línea recta: los %p/p del

CH3COOH en la fase orgánica (A-B) con el correspondiente en la fase acuosa (A-C).

Como son dos mezclas se obtienen dos líneas de unión.


[1]. Gutiérrez, Enrique. Química. Reverte. España, 1985.

[2]. Torres, Guadalupe y otros. Manual para Laboratorio de Fisicoquímica. Instituto

Politécnico Nacional. México. 2009.

[3]. Castellan, G. Fisicoquímica. Addison Wesly. México, 1998.


39


PRÁCTICA # 7: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE COMBUSTIÓN DE UNA SUSTANCIA

I. OBJETIVOS.

1) Determinar el calor de combustión de un hidrocarburo en un calorímetro de

bomba.

2) Realizar un balance de energía en el sistema calorímetro-bomba.

3) Comparar el valor calculado con el tabulado en la bibliografía.

II. NTRODUCCIÓN

El calor de combustión de una sustancia se define como la energía liberada en forma

de calor por la reacción de combustión cuando esta ocurre a presión constante [1-3].

Un conocimiento de este valor es esencial cuando se considera la eficiencia térmica de

un equipo o se produce potencia o calor, adicional a esto es uno de los requerimientos

físicos y químicos de combustibles de turbina comercial y militar y de gasolina de

aviación [2,4].

La energía que se libera es igual a la variación de entalpía, ∆H, que sufre el sistema

durante el proceso (ecuación 1).

El calor de combustión estándar es la energía liberada en forma de calor cuando la

reacción de combustión ocurre a una presión constante de 1 atm y una temperatura

específica de 25ºC. El calor de combustión se representa con el símbolo oH. De tal

manera, sí se quiere determinar qp = ∆H, la energía liberada para el proceso, se tiene:

REACTIVOS (P1, T1, V1) PRODUCTOS (P1, T1, V2)

Como puede verse en el proceso anterior cambia el volumen y se mantienen

constantes la presión y la temperatura. Sin embargo, desde el punto de vista

experimental es más conveniente mantener el volumen constante y permitir un

cambio en la presión. De tal manera, se tiene:


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REACTIVOS (P1, T1, V1) PRODUCTOS (P2, T1, V1)

Puesto que el proceso ocurre a volumen constante el calor medido qv será el cambio

de energía interna, ∆E, que experimenta el proceso (ecuación 2).

En un calorímetro de bomba el calor medido para la muestra es qv, el cual es la

variación de energía interna de los estados iníciales. El cambio de entalpía del sistema,

∆H, para este proceso se relaciona con la energía interna según la ecuación 3.

Aunque se quiere obtener ∆H, en el laboratorio realmente se mide ∆E. Para procesos a

volumen constante, ∆E se obtiene midiendo el calor qv. Para medir qv se utiliza la

ecuación básica de calorimetría (ecuación 4).

En la ecuación anterior Cv es la capacidad calorífica del calorímetro a volumen

constante. La capacidad calorífica del calorímetro necesita ser determinada primero

con una sustancia de referencia a la cual se le conoce ∆H, que en nuestro caso es el

ácido benzoico. Luego Cv para el calorímetro se determina y la ecuación 4 se emplea

para determinar el calor de combustión de la muestra problema. Para efectos de esta

práctica el Cv del calorímetro fue previamente determinado, obteniéndose un valor de

2300 Cal/ºC.






39



Calorímetro de bomba Muestra Problema

Hielo Agua destilada

Bureta/matraz Oxígeno (O2)

Balanza analítica Carbonato de Sodio 0.0725 M

Cilindro graduado de 2L Metil naranja o rojo de metilo


2.1) Pesar entre 0.9 y 1.1 gramos de la muestra proporcionada por el técnico.

2.2) Introducir la muestra en la capsula de metal utilizada para dar forma a la pastilla y

verificar que está colocado con los bordes rectos hacia abajo para evitar que haya

perdida de la muestra.

2.3) Cortar exactamente 10 cm del alambre y pesarlo.

2.4) Ajustar el alambre de ignición a la pastilla, haciéndolo pasar justo por el centro de

la misma y pesar nuevamente la pastilla. A esa medida se le resta la masa del alambre

para determinar con exactitud la masa de muestra que va a sufrir combustión.

2.5) Ajustar el alambre a los electrodos de la bomba calorimétrica y añadir 1mL de

agua destilada dentro de la misma.

2.6) Cerrar la bomba calorimétrica y con ayuda del técnico introducir oxigeno

lentamente hasta alcanzar una presión de 10 a 15 atmosferas. Luego dejar escapar

(purgar) por 3 minutos y de nuevo introducir oxígeno hasta 25 atm con la válvula de

purga cerrada. Debe tener en cuenta que para el manejo de la bomba de oxigeno la

llave reguladora debe estar completamente cerrada antes de abrir la llave de alta

presión, luego de que se abre la llave de alta presión se abre la llave reguladora

lentamente hasta alcanzar la presión de oxigeno deseada (25 atm). ¡Por ningún motivo

lleve la presión por encima de 25 atm!.

2.7) Dentro del recipiente ovalado colocar 2000 mL de agua destilada previamente

enfriados hasta una temperatura de 20 ºC empleando hielo.

2.7) Colocar el recipiente ovalado dentro de la camisa del calorímetro y luego

introducir la bomba dentro del recipiente y se hace la conexión eléctrica.

2.8) Colocar la tapa del calorímetro con la escala del termómetro hacia el operador. En

este punto asegúrese de familiarizarse con la escala de temperatura del termómetro.


39


2.9) Después de cerrar el calorímetro, prender la bomba que hace trabajar el agitador

durante 5 minutos para alcanzar el equilibrio térmico, no se anotan temperaturas. Al

finalizar este intervalo de tiempo se empieza a registrar a cada minuto la temperatura

hasta completar 5 minutos. Al empezar el sexto minuto se presiona el botón de la

unidad de ignición durante dos segundos. A los 45 segundos de presionar el botón de

ignición anotar las temperaturas cada 15 segundos por 4 0 5 minutos. A continuación a

intervalos de un minuto se siguen anotando las temperaturas hasta que la diferencia

entre las lecturas sucesivas sea nula.

2.10) Después de registrar las temperaturas, detener el motor, levantar la tapa del

calorímetro y sacar la bomba.

2.11) Antes de destapar la bomba deje escapar los gases residuales, luego se destapa y

se examina el interior de la bomba, si hay hollín u otra evidencia de combustión

incompleta se descarta la prueba.

2.12) De los electrodos se retiran los alambres no quemados para determinar su peso y

establecer la cantidad de alambre consumido. La masa del alambre consumido es la

cantidad inicialmente medida menos la masa remanente luego de la combustión. Este

dato es importante para determinar el valor de e2.

2.13) La pared interior de la bomba se lava con agua destilada, las aguas de lavado se

recogen para luego titularlas con una solución de 0.0725M de carbonato de sodio

usando como indicadores metil naranja o rojo de metilo. El resultado de la titulación se

emplea para calcular e1. El cambio de color de la solución en el punto de equivalencia

es a amarillo.


Calor de combustión a volumen constante y a presión constante. Combustión

completa y combustión incompleta. Aplicación de la primera ley termodinámica a la

variación térmica que ocurre en la determinación del calor de combustión a volumen

constante. Funciones de estado. Definición de entalpía. Relación entre ∆E y ∆H. La

deducción de la ecuación requerida para calcular la entalpía de combustión a partir de

la primera ley. Entalpía estándar de formación. Estructura de un calorímetro de bomba

y función de cada una de sus partes. Diferencia entre un calorímetro isocórico y uno


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isobárico. Importancia práctica, comercial, industrial de la determinación del calor de

combustión. Realizar un esquema (flujograma) con el procedimiento experimental.





llevar dos (2) copias; una para él (ella) y otro para el profesor.

VII. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES.

Determinación del calor de combustión de una sustancia.

1) Grafique T (en ºC) versus tiempo (en segundos) para su muestra problema.

2) El cálculo de calor de combustión se hace usando la ecuación 5:

Siendo, ∆H=Calor de combustión; Cv= Capacidad calorífica del calorímetro a volumen

constante (2300 Cal/ºC); m=masa de la sustancia quemada; e1=Corrección de calorías

para el calor de formación del ácido nítrico; e2=Corrección en calorías para el calor de

combustión del alambre de ignición; ∆T=Elevación de temperatura corregida.

3) Se determina el valor de ∆T mediante la ecuación:

Siendo, Tc= la temperatura correspondiente al tiempo tc, y tc=tiempo correspondiente

al inicio del período (después de la etapa de elevación de temperatura) en el cual la

velocidad se hace constante; Ta= temperatura en el instante de pulsar la unidad;

tb=tiempo en el instante en que la temperatura alcanza el 60% de la elevación total;

ta=tiempo al pulsar el interruptor de unidad de ignición; y1=rapidez(unidades de

temperatura por minuto) con que la temperatura fue aumentando durante los

primeros 5 minutos antes de pulsar la unidad de ignición.


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Para determinar tb se realiza mediante la ecuación:

Para determinar y1 se realiza mediante la ecuación:

To= tiempo inicial.

4) Se calcula e1 con el uso de la ecuación 9:

Masa HNO3 = determinada por titulación con carbonato sódico.

Calor de formación del HNO3= 13800 cal/mol=660,4912 cal/g).

5) Se calcula e2 con el uso de la ecuación 10:

Calor de combustión del alambre de ignición= -1400cal/g

Para la masa consumida del alambre de ignición, se realiza por la ecuación 11:

Se determina m (masa de la sustancia quemada) con el uso de la ecuación 12:

Sustituir todos los valores obtenidos con las ecuaciones 2, 5, 6, 8 y el valor de

Cv proporcionado, en la ecuación 5 y calcular de esta manera el calor de combustión

de la sustancia problema.

6) Buscar en la bibliografía los valores reportados de calor de combustión de la

sustancia, y determinar el % de error entre el valor real y el calculado.


[1]. Rolle, K. Termodinámica. Pearson Educación, 2006.


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[2]. Espínola, M., Mujica, A., Hernández, A., Manual de Laboratorio de Termodinámica

y Cinética, UNEXPO-VR-Barquisimeto, 2003.

[3]. BARROW, GORDON. Química Física, Ed. Reverté S.A. España, 1972.

[4]. CENGEL, Yunies. Termodinámica. Tomo II. Editorial McGraw Hill. 2da edición.


Practicas 1-7

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