INFORME LABORATORIO FISICOQUIMICA.pdf

INFORME LABORATORIO FISICOQUIMICA AMBIENTAL

DEYANIRA PONGUTÁ CARDOZO C.C.No. 1.057.581.362 WILMAR BERNARDO HURTADO C.C No. 74451835 MANUEL RICARDO ROMERO C.C.No. 1.057.582.714

CEAD: Sogamoso

Tutor de laboratorio: la boratorio: ING MARY NOMESQUE

UNIVERSIDAD NACIONAL NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA SOGAMOSO 2013

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. 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 = m c e ,  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: 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:

  

Donde Qsn es el calor de disolución y n representa el número de moles del soluto añadido. NaOH. Para En esta práctica, se evaluará ΔHsn, en un proceso de disolución acuosa de NaOH. 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:

 

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. 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 = m c e ,  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: 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:

  

Donde Qsn es el calor de disolución y n representa el número de moles del soluto añadido. NaOH. Para En esta práctica, se evaluará ΔHsn, en un proceso de disolución acuosa de NaOH. 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:

 

Donde:

             Y

C, representa la capacidad calorífica del calorímetro ó vaso Dewar y se halla: C=mcce (mc indica la masa del calorímetro y c y  c e = calor específico del recipiente, el cual se determina en la etapa de calibración) Finalmente, la entalpía molar se halla así:

 Adicionalmente  Adicionalmente con base en este procedimiento, se puede calcular el valor de la entropía de mezcla (ΔSm) ó de solución, de la siguiente forma:

Recordando que Csn es el calor específico de la solución, el cual habitualmente es muy parecido al del agua pura. MATERIALES      

Calorímetro Calorímetr o (Vaso Dewar) Beaker (vaso de precipitado) Probeta graduada de 100mL Termómetro Balanza analítica.

REACTIVOS  

Hidróxido de sodio Agua destilada.

PROCEDIMIENTO: 1. Calibración del calorímetro ó vaso Dewar. 2. Lavar y secar el vaso vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como: mc 3. En un beaker calentar 100 mL de agua hasta alcanzar 80°C (T1) 4. 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). 5. 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) . DESARRROLLO

A.  A.  Hallar la capacidad calorífica de un calorímetro (C), mediante el balance de calor establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura (agua tratado)

Procedimiento: 1. Se pesa el vaso Dewar Dewar.

→

mc: 317.9gr .

Esto es el peso del vaso

Se tomó agua tratada de la llave, se le adiciona 100ml de H 2O a temperatura ambiente la cual es de 16°C (T), (T), al vaso Dewar se tapa y se deja en reposo, después de 5 minuto tomamos de nuevo la temperatura la cual sigue siendo 16°C

2.

100ml + H2O

subirla a 80°C: → esto sería el T1

En un beaker calentar 100 mL de agua, también fue tomada de la llave, se lleva a la estufa hasta que llegó a 80°C.

 Al tener el H2O a 80°C se le adiciona al vaso Dewar junto a la muestra 1 y se toma la temperatura inicial. TABLAS DE DATOS: Hora inicial proceso 1 min 2 min 3 min 4 min 5 min

SUSTANCIA

Hora

Grados de ambas muestras

8: 40 8: 41 8: 42 8: 43 8: 44

45°C 44°C 44°C 43°C 42°C

TEMPERATURA (°C)

T Agua(ambiente) 16°C Agua caliente Mezcla Calorímetro

T1

T0 16°C

Teq

80°C 42°C mc = 317.9 gr.

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

          

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: m 1 para el agua a temperatura ambiente (T) y m2 para el agua caliente (T 1). Para el agua a temperatura ambiente:

         ⁄              ⁄    →

→

→

Para el agua caliente:

→

→

→

2. 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:

( )( )( )   ( )        (()   )            *         *                        De esta expresión se debe despejar C e y luego reemplazar los datos obtenidos.

3. Con el valor de C e y la masa del calorímetro m c, calcular su capacidad calorífica C

            →

→

B.  Hallar la capacidad calorífica de un calorímetro (C), mediante el balance de calor establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura (agua destilada, se utilizó agua de bolsa, y agua de una quebrada). Procedimiento: 1. Se pesa el vaso Dewar

→

mc: 317.9gr .

Esto es el peso del vaso Dewar.

Se tomó agua de una quebrada, se le adiciona 100ml de H 2O a temperatura ambiente la cual es de 16°C (T), al vaso Dewar se tapa y se deja en reposo, después de 5 minuto tomamos de nuevo la temperatura la cual sigue siendo 18°C (T0)

2

100ml + H2O

subirla a 80°C: → esto sería el T1

En un beaker calentar 100 mL de agua, se utilizó agua en bolsa para sustituirla por agua destilada, se lleva a la estufa hasta que llegó a 80°C.  Al tener el H2O a 80°C se le adiciona al vaso Dewar junto a la muestra 1 y se toma la temperatura inicial.

TABLAS DE DATOS: Hora inicial proceso 1 min 2 min 3 min 4 min 5 min

Hora

Grados de las muestras

9:00 9:01 9:02 9:03 9:0

44°C 44°C 43°C 43°C 42°C

SUSTANCIA

TEMPERATURA (°C)

T Agua(ambiente) 16°C Agua caliente Mezcla Calorímetro

T1

T0 18°C

Teq

80°C 42°C mc = 317.9 gr.

CÁLCULOS: Realizamos los mismos cálculos que para el caso anterior. 1. A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:

          

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: m 1 para el agua a temperatura ambiente (T) y m2 para el agua caliente (T 1). Para el agua a temperatura ambiente (agua de quebrada):

         ⁄              ⁄    →

→

→

Para el agua caliente (agua de bolsa): →

→

→

2. 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:

( )( )( )   ( )        (()   )            *         *                        De esta expresión se debe despejar C e y luego reemplazar los datos obtenidos.

3. Con el valor de C e y la masa del calorímetro m c, calcular su capacidad calorífica C

            →

→

C. Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua. -Alistamos el calorímetro, lo lavamos y lo secamos. -Pesamos exactamente en el vidrio de reloj 2g de NaOH (lo anotamos como mNaOH), y medimos la temperatura: T1 -Adicionamos 200mL de agua destilada (utilizamos agua de bolsa) al calorímetro, lo tapamos e inmediatamente registramos la temperatura del sistema cada minuto durante 5 minutos, hasta que estuvo constante ( T0). -Después de transcurrido este tiempo, agregamos el NaOH rápidamente al calorímetro utilizando una varilla de vidrio, tapamos inmediatamente el vaso Dewar, agitamos vigorosamente y tomamos la temperatura de la mezcla cada minuto durante 10 minutos y verificando que el sistema alcanzará la temperatura de equilibrio permaneciendo constante; registramos este último valor como: T eq. - Desocupamos, lavamos y escurrimos el calorímetro.

Teq Tiempo (minutos) Al mezclarlo 10 20 30 40 50 60 70

Temperatura (°C) 20 21 22 23 23 24 24 25 TEMPERATURA (°C)

SUSTANCIA T Agua(ambiente) NaOH Disolución Calorímetro

T1

T0 18°C

Teq

16°C 25°C mc = 317.9 gr.

CÁLCULOS 1. A partir de la temperatura T 0 y utilizando la siguiente ecuación:

          

Encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro.

                        (  )        (()   )            *       *       Masa del agua destilada (en este caso utilizamos agua en bolsa) →

(Peso del NaOH)

                           →

→

2. 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 temperatura ambiente (T0) Q cedido= es el calor desprendido por efecto de la disolución del NaOH

 [()( )]

Se tiene que:

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 (C H2O =1cal /g. °C= 4,18 J/g. ºC).

         

3. Teniendo en cuenta el valor hallado de Q sn y el número de moles de Hidróxido de sodio adicionado al calorímetro, calcular la entalpía molar de disolución, así:

          →

→

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

  ⁄   →

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

    

  ⁄        ⁄          TABLA DE RESULTADOS MATERIAL

INDICADORES

   C

Calorímetro NaOHaq

M 317.9g

GRÁFICAS Gráfico de la entropía de la mezcla de NaOH aq + H2O 1400

1200

1000

800

600

400

200

0 ΔHsn

ΔSm

 ΔHsn

 ΔSm

      

CONCLUSIONES 

 

El calor de la disolución de NaOH es de y la variación de la entalpía es de , lo cual indica que el Hidróxido se Sodio produce un calentamiento a la disolución



CUESTIONARIO 

Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.

CALORÍMETRO ADIABÁTICO Los calorímetros adiabáticos, se construyen de tal forma que no permiten intercambio de calor entre la celda y los alrededores, por lo tanto se emplean materiales aislantes para mantener aislado el sistema y relacionar el calor generado con la diferencia de temperatura que produce. Existen tres formas para alcanzar este objetivo: 





Cuando la generación de calor es tan rápida, ninguna cantidad apreciable de calor puede entrar o salir de la celda durante el período en que se lleva a cabo la medida. En el caso de separar la celda de los alrededores con una resistencia térmica RT infinitamente grande, de tal forma que el sistema de medida esté lo más aislado posible. Por medio de controles externos que hacen que la temperatura de los alrededores sea siempre lo más semejante posible a la de la celda. Para cumplir con las condiciones anteriores, la celda se rodea de un aislamiento que puede estar constituido por un recipiente empacado al vacío, como es el caso de los vasos Dewar, por escudos metálicos que impidan la transferencia de calor, por materiales plásticos de baja conductividad térmica o por la combinación entre varios de estos. Durante la experiencia calorimétrica cualquier calor generado o consumido en la celda lleva a un cambio en la temperatura. En los calorímetros adiabáticos se presenta un control estricto en la temperatura de los alrededores, lo que hace necesario el uso de adecuados controles electrónicos que mantengan constante el gradiente de temperatura entre la celda y los alrededores de tal forma que el intercambio de calor entre estos sea lo más pequeña posible, en teoría nula.

CALORÍMETRO ISOPERIBÓLICO Un calorímetro isoperibólico mantiene constante la temperatura de los alrededores mediante el uso de un termostato, mientras que la temperatura del sistema de medida puede variar con el tiempo. Existe una resistencia térmica RT, de magnitud definida entre los alrededores y la celda donde se realiza la medida, de tal forma que el intercambio de calor depende de la diferencia de temperatura entre estos (AT es igual a la temperatura de los alrededores y CT igual a la temperatura de la celda y sistema de medida); como AT es constante entonces el flujo de calor es una función de TC. Si la generación de calor dentro de la celda se termina, la temperatura TC se aproxima a la temperatura de los

alrededores TA. La siguiente figura muestra un esquema de la disposición de este tipo de calorímetros.  _________________________________________________________________

PRACTICA 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 CO2 (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. 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

FUNDAMENTO TEORICO 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: La ley combinada nos indica que: V α T/P y Ecuación de estado para un Gas Ideal: además, partiendo del principio de Avogadro se obtiene: V α n , Combinando estas proporcionalidades, se halla que:

             Ahora, si se analiza el valor de K en condiciones normales o estándar para n=1 mol de gas, se obtiene lo siguiente:

                

R se denomina la constante universal de los gases, esto significa que:

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.

  



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   , luego al reemplazar los valores de la pendiente de la recta, los mismo que presión y temperatura del gas y ajustando las respectivas unidades, se hallará R El error relativo porcentual, se calcula así:

        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:

VALORES DE R 0.082 8.31 1.98

 10.73

UNIDADES Litros-atm/ mol * °K Joules / °K Calorías / mol *°K Ergios /mol* °K Psia = pie cúbico/lb mol*°K

En esta experiencia, se estudiará la relación entre volumen y número de moles de CO2, generado a partir de la reacción química entre el HCl y el CaCO3 (también se puede utilizar NaHCO3). La ecuación es la siguiente:

        



Para lograr el objetivo propuesto, se harán reaccionar cantidades diferentes de 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.

PROCEDIMIENTO 

Alistar el montaje que se muestra a continuación:

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 los respectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valor en la tabla de datos.

Tabla de datos Volúmenes y temperaturas de CO2 obtenidos en las 5 experiencias Experimento 1 2 3 4 5

  

W 0.1 0.2 0.4 0.8 1.2

5 8 14 30 72

CALCULOS

 

T(°C) 18 18 18 18 18



A partir de los gramos de , adicionados y teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción, Calcular los moles de producidas en cada experiencia.



Consultar la presión atmosférica de la región , lo mismo que la presión de vapor del agua a temperatura trabajada, encontrar la presión del gas carbónico así ;







        

Con base en las temperaturas medidas en cada experimento, sacar un promedio (T prom) Completar la siguiente tabla:

Experimento 1 2 3 4 5

   

          

0.0119

5 8

291 291

14 30 72

291 291 291

Para poder aplicar la formula de Presion del gas carbonico tenemos que la presion atmosferica de la ciudad de Duitama es de 1011 hectopascales y la presion de vapor de agua a 18°C+273 = 291 °K es de 15.477 milimetros de mercurio. Para esto necesitamos dejar las mismas unidades para poder operar dicha ecuacion. Por lo tanto se tiene que 1011000 pascales las convertimos en atmosferas y nos arroja un valor de 9.9777942264989 La siguiente presion esta dada en 15.477 mmHg la convertimos en atmosferas y nos da un valor de 0.0203644478507772  Aplicando formula

                     



Graficar volumen contra número de moles



Linealizarla por el método estadístico de los mismos cuadrados , encontrar la pendiente (m) y el coeficiente de Correlación (



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.

GRAFICAS Mostrar las respectivas gráficas de V contra n

VOLUMEN VS MOLES 80 70 60    n 50    e    m40    u     l    o    v 30

20 10 0 1

2

3

4

5

moles

        Como m=

* 291°K

 atm m = 2.396401542 litros/ mol

Coeficiente de Correlación se ex presa mediant e la l etr a r .

  

x

y

x*y

5 8 14 30 72 129

0,0119 0,07417698 9,2721221 1,15901526 3,4341193 13,9513336

0,0595 0,59341581 129,809709 34,7704579 247,256589 1799.722034

Donde; 1º Hallamos las medias aritméticas.



25 64 196 900 5184 194.6397092



3,54025 0,352142324 16850,56055 1,343316373 11,79317532 323899.4

                  √      √          

2º Calculamos la covarianza.

3º Calculamos las desviaciones típicas.

4º Aplicamos la fórmula del coeficiente de correlación lineal .

 Al ser el co ef ic ie nt e de correl ac ión negativo, la correlación es inversa. 

Calcular la constante universal de los gases(R)

                   

R= 0.08200000001 Litros-atm/ mol * °K



Hallar el porcentaje de error, del valor obtenido experimentalmente para R.

       

 Aplicando formula tenemos

         CUESTIONARIO

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

Los principales factores de error en este laboratorio con respecto a la fórmula aplicada para sacar el error porcentual tenemos que es muy mínima la diferencia del dato verdadero ya que por decimales se acercó al dato verdadero. 2. ¿Calcular el rendimiento o eficiencia de la reacción química en cada experimento, promediar los valores y analizar el resultado?

                                                    Rendimiento por gramos de la reacción química

36.5 gr

83 gr

44gr

18gr

93.9 gr = 309.8 gr

Donde el experimental es de 32.45 % Entonces aplicando dicha fórmula nos arroja el siguiente dato:

   

3. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real o no ideal? La relación entre volumen y numero de moles para un gas real o no ideal es que el volumen de una masa definida de gas es inversamente proporcional a la presión) (PV=constante) y de Gay-Lussac (a presión constante, el volumen de una masa determinada de cualquier gas aumenta en la misma cantidad relativa por cada grado de aumento de temperatura) (V/T=constante). 4. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gases reales o no ideales? La Ley de Boyle-Mariotte, o Ley de Boyle, formulada por  Robert Boyle y Edme Maritate, es una de las  leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que: La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante. Donde

es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: Dónde:

 Además si despejamos cualquier incógnita se obtiene lo siguiente:

La ecuación de estado: Describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

Dónde: = Presión absoluta = Volumen = Moles de gas = Constante universal de los gases ideales = Temperatura absoluta

Leyes de Charles y Gay-Lussac Proceso isobaro (Charles)

Proceso isocoro (Gay Lussac)

Ley de Avogadro

CONCLUSIONES









 

Se puede observar que a mayor el conserva la temperatura ya que es una constante.

también aumenta pero

Tenemos que con respecto al coefi cient e de cor relac ión negativo, la correlación es inversa como es mostrado en dicha gráfica. Se pudo realizar la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido en condiciones de P y T constantes ya que se tuvo muy en cuenta la ley de Avogadro con los debidos procesos. Se concluye que para poder realizar las conversiones necesarias acerca delas presiones atmosféricas y/o vapor de a gua se tuvo mucho cuidado ya que si no se realizaban dichas conversiones estaríamos generando un error de cálculo.

 ________________________________________________________________

PRACTICA 3 CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIODEL 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 (K) por el métod o 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 opaca miento 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:

      

 Aplicando el logaritmo decimal a ambos lados de la ecuación de velocidad (método diferencial de Jacobus Van’t Hoff), se obtiene:

    

Log V= n log (

               

Esta ecuación es una expresión lineal de la forma : Y= mx +b donde X= log ( m = n b= . Por lo tanto , al graficar Log V contra log ( obtener una línea de pendiente igual orden (n) e intercepto b= .

se debe

Esto significa que a partir del intercepto, se calcula el valor de la constante especifica de velocidad (K)

b=

    =

Conociendo este dato (K) y suponiendo que la reacción es de primer orden , se determina el semiperiodo o periodo de vida media



 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 grafico de la ley de Arrhenius.

      

)

     

De la anterior ecuación se puede despejar A, con el fin de sustituir los valores de energía de activación, Temperatura y constante especifica de velocidad , para hallar el factor de frecuencia de colisiones. MATERIALES: 5 Beaker de 80ml Pipetas graduadas de 5 y 10 ml 4Cronometros Termómetros Baño termostatado o Aparato de calentamiento(mechero , trípode, malla de asbesto)  Matraz de 1 L   Balanza       

REACTIVOS:     

Ácido acético glacial Carbón activado Hidróxido de sodio 0,1 N, Ácido acético: 0,150 M y 0,050M Fenolftaleína, muestra de suelo seco.

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:

Beaker 1 2 3 4

  

0.1 M 0.05 M 0.025 M 0,0125 M

ml tiosulfato 10 5 2,5 1,25

4 Mezclar suavemente las soluciones anteriores.

ml agua destilada 0 5 7,5 8,75

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 Beaker 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 1 2 3 4

0,1000 0,0500 0,0250 0,0125

  

CALCULOS Y GRAFICAS 1. Para cada temperatura trabajada

    

T (min)

    

T (min)

313.15 313.15 313.15 313.15

273.65 273.65 273.65 273.65

0.1000 M 0.0500 M 0.0250 M 0.0125 M

0.1000 M 0.0500 M 0.0250 M 0.0125 M

  

1:20 2;10 8;43 9:40

1:20 2;10 8;43 9:40

T1 40°C

T2 0,5°C

1:20 MINUTOS 2;10 MINUTOS 8;43 MINUTOS 9:40 MINUTOS

2:15 MINUTOS 6;50 MINUTOS 14;32 MINUTOS 27:18 MINUTOS

          

 completar la siguiente tabla

-0.0833 -0.0238 -0.0102 -1.3297

Log ( -1 -1.301 -1.602 -1.903

       

-0.0833 -0.0238 -0.0102 -1.3297

Log ( -1 -1.301 -1.602 -1.903

Log v -1.079 -1.623 -1.991 -0.145 Log v -1.079 -1.623 -1.991 -0.145

2. En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las gráficas de log v contra log para cada temperatura

Log V vs Log de Tiosulfato de sodio 2000 1000 log v 0 0

1

2

3

4

5

-1000 log tiosulfato de sodio

   V    g -2000    o    L

-3000 Lineal (log v )

-4000 -5000 -6000

Log de tisoulfato de sodio

Lineal (log tiosulfato de sodio )

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). M = n 0.699 M = n -0.301 B= -4837.4

b= -1450.4

K1= 1 K2= 0.5998

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).

       *         *

Donde Eac =

            0.4089*

Eac = 1.8846 k cal/mol Eac = 1884.6 cal/mol Eac = 559.800 BTU/ mol

Donde



Reemplazando tenemos Log 1 * Log 1 * Log 1 *

            

                          

Log 0.5998 *

= 0.69545

= -0.142

Log 0.5998 * Log 0.5998 *

6. Trazar la gráfica de Log K contra 1/T y a partir del intercepto (b), encontrar el factor de frecuencia de Arrhenius (A=anti log (b)). Comparar este valor con el que obtuvo en 5.  Y= mx + b m= y- 0.34028 =58.51 (x – 0.00365) y= 58.51x -0.00365x 58.51+ 0.34028

y=58.51x + 0.126 A= A= 1.1350 7. Graficar Log [Na2S2O3] contra tiempo, para la temperatura (T1); Linealizar por Mínimos cuadrados y por medio de la pendiente, calcular la constante específica de velocidad (k1) de la siguiente forma:

10 9 8     ]    3    O    2    S    2    a    N     [    g    o    L

7 6 5

tiempo

4

Lineal (tiempo)

3 2 1 0 0

0,05

0,1 tiempo

0,15

Donde aplicando formula

              8. Comparar los valores de k1, hallados en 3 y 7, analizar. K1 = 1 y k1=2.74 tenemos que estos dos valores aproximadamente se maneja una diferencia de 1.74 valores debido a los datos tomados de la gráfica número uno ya que estos tenían una función logarítmica de V vs logarítmica tiosulfato de sodio. 9. Con el valor de K1 encontrado en 7, hallar el período de vida media de la reacción (t1/2).

 

* (t1/2).

T= 2.74* (1:20/2)= 1.644 10. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar.

Na2S2O3

tiempo

0,1000

1,2

0,0500

2,1

0,0250

8,43

0,0125

9,4

10

8

6

    ]    3    O    2    S 4    2    a    N     [

Lineal ()

2

0 0

1

2

-2

3

4

5

6

tiempo

TABLA DE DATOS T(K)

n

K(min-1)

Eac (cal/ mol)

A(cm3/l*min)

t1/2 (min)

T1= T2 =

0.699 -0.301

1 0.5998

1.8846 k cal/mol

0.48725

60

CUESTIONARIO: 1. A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros Obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta? La temperatura que ocurrió más rápida la reacción fue la de 313.15 °K ya que supiera el valor de la temperatura 2 además por la misma conversión de grados centígrados a kelvin ya que es la estándar para poderla manejar más fácilmente. Los parámetros que se obtuvieron al realizar esta práctica fue tener cuidado con las unidades y con cada una de las transformaciones y/o conversiones de unidades según lo expuesto y con una serie de lecturas del módulo. 2. ¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)? Se trabaja constante la concentración del ácido clorhídrico ya que al hacerlo reaccionar tiosulfato químicamente va a sufrir unos cambios y se llega a la final con la utilización de la ley de la velocidad dejando esto como una constante.

3. ¿Qué significados tienen los valores de la energía de activación, el valor de Frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en este experimento? Los significados de dichos estándares solicitados en este experimento se llega que si dichos valores tienden a hacer negativos estamos diciendo que no fueron manejados y/o expresados de la mejor manera, Teniendo en cuenta que no fue el caso esto nos lleva a concluir que si se pudo manejar bien dichos datos y que si se está generando una energía de activación moderada según este caso 4. Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel Ambiental? La cinética química impacta sobre el medio ambiente dado que algunos productos se degradan rápida y otros lentamente.

CONCLUSIONES



Se logró hallar la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) de esta reacción, por medio de la ley de Arrhenius.



Se trabajó con soluciones estándar de tiosulfato y manteniendo constante la concentración del HCl durante el proceso.



Pudimos observar que hubo una reacción más rápida al opacarse las soluciones con el proceso de baño maría, que con el del hielo, es decir, que a mayor temperatura, más rápida es la reacción

 ___________________________________________________________________

PRACTICA 4 ADSORCION DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ACIDO ACETICO EN SUELOS Y CARBON ACTIVADO

MATERIALES Equipo de Titulación: Soporte universal, bureta, Pinzas, Erlenmeyer de 250mL , probeta de 100mL, embudo de filtración, espátula metálica, pipeta de 10mL, papel filtro, Termo agitadores magnéticos o varillas agitadores de vidrio, baño termostatado, beaker de 250mL, balanza analítica.

REACTIVOS  Ácido acético glacial, Carbón activado, Hidróxido de sodio 0,1 N, Ácido acético: 0,150 M y 0,050M, Fenolftaleína, muestra de suelo seco. Adsorción superficial de sólidos La ecuación general (Guerasimov Y, et al . 1980) de la isoterma de adsorción de las Soluciones binarias es:

PROCEDIMIENTO 1. Alistar 4 Erlenmeyer ó Beakers de 250mL y rotularlos así: S1; S2; CA1; CA2. 2. Pesar en balanza analítica, 4 muestras así: dos, de +/- 1 gramo de suelo y dos de +/- 1 gramo de carbón activado, registrar los valores como: Ws y Wca, en su tabla de datos. 3. Colocar las muestras de suelo en S1 y S2 y las de carbón activado en los Erlenmeyer respectivos: S2 y CA2 4. Adicionar 100 mL de solución de ácido acético: 0,150M en los frascos rotulados: S1 y CA1. También agregar 100mL de ácido acético: 0,050M en los Erlenmeyer: S2 y CA2, respectivamente. 5. Tapar rápidamente los recipientes y agitar periódicamente durante 30 minutos en agitadores magnéticos ó con varilla de vidrio; después, dejar reposar por 15 minutos a temperatura ambiente: T1, la cual se debe medir con el termómetro. 6. Posteriormente, cada muestra se filtra sobre papel filtro cuantitativo, desechando los primeros 10 mL del filtrado, como medida de precaución contra la adsorción del ácido por el papel filtro. 7. Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el Erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar Suavemente por 10 segundos. 8.  Alistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nivel del líquido a cero. 9. Ubicar el erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH sobre la solución presente en el Erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta que aparezca y

permanezca un color rosado o violeta pálido. Registrar los mililitros gastados de NaOH en su tabla de datos. 10. Repetir secuencialmente los pasos 7,8 y 9, con los tres filtrados restantes y Registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos. 11. Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2 Cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María. TABLA DE DATOS Tabla 1: Datos para la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón activado, a las dos temperaturas trabajadas.

MUESTRAS

SIMBOLOGIA

SUELO

S1 S2 CA1 CA2

CARBON ACTIVADO

Wm (g) 1 1 1 1

ACIDO ACETICO 0.15 0.050 0.15 0.050

(ml)NaOH 0,1N 50 16 14.5 26 T1: 17°C T ambiente

35 21 11 24 T2: 40°C T baño Maria

CÁLCULOS Y GÁFICAS 1. Milimoles iniciales de ácido acético (H+), presentes en los 4 Erlenmeyer, a la temperatura T1. Mmoles iniciales H+ = Ml acido (Ac Acet)  = 100 Ml de Ac Acético, para todas las muestras

M m o l e s i n i c i a l es H +  

2. Milimoles finales de ácido acético (H+), neutralizados por el NaOH, en cada Erlenmeyer, a la temperatura T1. Mmoles finales H+ = mL NaOH. (NaOH) Utilizados a T1 (ml) NaOH 0,1N, fueron:  =

M m o l e s f i n a l es H +  

S1= 50 ml S2=16 ml CA1= 145 ml

CA2= 26 ml 3. Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de suelo (N), en cada Concentración de ácido acético (Frascos S1 y S2), a T1.

                  

N= FRASCO S1 a T1 N=

N=

-

N = 50 mmol/g

FRASCO S2 a T1 N=

N=

           

N = 84 mmol/g

4. Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de carbón activado (N), en cada concentración de ácido acético (Frascos CA1 y CA2), a T1 FRASCO CA1 a T1 N=

N=

           

N = 85.5mmol/g

FRASCO CA2 a T1

N=

N=

           

N = -74mmol/g

5. Concentración Final del ácido acético, posterior al proceso de adsorción, en los frascos S1, S2, CA1, y CA2, a T1 FRASCO S1 a T1 Cf= Cf=

       

Cf= 2

FRASCO S2 a T1 Cf=

  

Cf= 0.64

FRASCO CA1 a T1 Cf=

     

Cf= 0.58

FRASCO CA2 a T1 Cf=

     

Cf= 1.04

Repetir este tipo de cálculos para el experimento realizado a la temperatura: T2. Rta: los cálculos se realizaron y los resultados se dan a conocer en la siguiente tabla. 7.  A partir de los valores de N y Cf, calculados para cada temperatura, completar la siguiente tabla:

Tabla 2: Resultados de la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón activado, a las dos temperaturas trabajadas. RECIPROCOS MUESTRAS

Temp (°c)

N(mmol/g)

Cf(M)

S1 S2 S1 S2 CA1 CA2 CA1 CA2

T1 T1 T2 T2 T1 T1 T2 T2

50 84 65 79 85.5 74 89 86

2 0.64 1.4 0.84 0.58 1.04 0.44 0.96

1/N

1/Cf

0.020 0.0119 0.0123 0.0126 0.0116 0.0135 0.0112 0.0117

0.50 1.56 0.71 1.19 1.72 0.96 2.27 1.04

8. Con base en los valores der la tabla 2, trazar las gráficas de: 1/ N versus 1/ Cf, para cada muestra trabajada (suelo y carbón activado), a la respectiva temperatura: T1 y T2 MUESTRAS

Temp (°c)

N(mmol/g)

Cf(M)

RECIPROCOS 1/N

1/Cf

S1

T1

50

2

0,02

0,5

S2

T1

84

0.64

0,0119

1,56

1,8 1,6 1,4 1,2 1

Series1

0,8

Series2

0,6 0,4 0,2 0 1/N

1/Cf

 

MUESTRAS

Temp (°c)

N(mmol/g)

Cf(M)

RECIPROCOS 1/N

1/Cf

S1

T2

65

1.4

0,0123

0,71

S2

T2

79

0.84

0,0126

1,19

1,4 1,2 1 0,8 Series1 0,6

Series2

0,4 0,2 0 1/N

MUESTRAS

Temp (°c)

1/Cf

N(mmol/g)

Cf(M)

 

RECIPROCOS 1/N

1/Cf

CA1

T1

85.5

0.58

0,0116

1,72

CA2

T1

74

1.04

0,0135

0,96

2 1,8 1,6 1,4 1,2 1

Series1

0,8

Series2

0,6 0,4 0,2 0 1/N

MUESTRAS

Temp (°c)

1/Cf

N(mmol/g)

 

Cf(M)

RECIPROCOS 1/N

1/Cf

CA1

T2

89

0.44

0,0112

2,27

CA2

T2

86

0.96

0,0117

1,04

2,5

2

1,5 Series1 Series2

1

0,5

0 1/N

1/Cf

 

CUESTIONARIO 1) TIPOS DE ADSORCIÓN Física Este tipo de adsorción se da por fuerzas débiles y, generalmente, no específicas, tales como las fuerzas de van der Waals y de London. Tiende a alcanzar equilibrio muy rápidamente (tiene energías de activación muy bajas) y a ser reversible. Química La adsorción química, también conocida como Quimiosorción, se produce debido a fuerzas mucho más fuertes, tales como las que producen enlaces químicos covalentes. Es mucho más lenta que la adsorción física y comúnmente es irreversible. La velocidad de adsorción puede relacionarse con la energía de activación para el proceso (después de todo, la Quimiosorción es una reacción química, por lo cual sigue todas las leyes cinéticas que conocemos).

TIPOS DE CARBON ACTIVADOS         

Carbón bituminoso Antracita Cáscaras de coco Madera Turba Lignito

APLICACIONES AMBIENTALES El carbón activado es un material que, como su nombre lo indica, es materia carbonizada la cual puede ser de origen vegetal o mineral. Se le llama activado debido a que toda la materia carbonizada tiene propiedades adsorbentes, pero el estado de activación que se da a este tipo especial de carbón le confiere propiedades especiales que lo hacen tener una gran capacidad para adsorber ciertas substancias. 2) CALOR DIFERENCIAL DE ADSORCIÓN Y SUS APLICACIONES El calor diferencial de adsorción, mide por tanto, la energía necesaria para arrancar una molécula que se encuentra en su estado vibracional promedio, bajo la fuerza de atracción del sólido y de sus vecinas, y llevarla a un punto situado a una distancia infinita del sólido.

El valor de calor diferencial de adsorción, no puede obtenerse experimentalmente de una manera directa, sino que debe obtenerse a través de otros calores de adsorción, como son los calores isostéricos de adsorción, isotérmicos y adiabáticos, obtenidos experimentalmente, según que el proceso de adsorción transcurra a volumen constante, temperatura constante o que se realice sin intercambio de calor con el medio exterior, respectivamente. 3) DIFERENCIA FISICOQUIMICA, ENTRE ADSORCION DE SOLUCIONES SOBRE SUELOS Y CARBONES ACTIVADOS La adsorción es diferente a la absorción ya que absorción implica el paso de una sustancia, inicialmente en suspensión, a la parte interna del material absorbente. Por ejemplo: el agua en una esponja. Adsorción es diferente en el sentido de que el material removido se adhiere físicamente o químicamente a la superficie del material adsorbente, sin penetrar en su estructura física. La adsorción se cree que implica fuerzas de atracción del tipo dipolo/dipolo, fuerzas de London o fuerzas de Van Der Waals, entre las moléculas de la substancia adsorbida y de la superficie del material que adsorbe éstas. La alta efectividad en remoción o adsorción de compuestos, se debe a que el carbón activado tiene una gran área ó superficie disponible para que puedan interactuar las moléculas de la sustancia que se adsorbe. Esta gran superficie se adquiere cuando el material carbonáceo se somete a altas temperaturas y se inyecta súbitamente vapor de agua, nitrógeno, argón, bióxido de carbono o algún otro gas inerte. Este repentino cambio en la estructura interna del material provoca un gran número de huecos de tamaño microscópico, cuya superficie es receptiva a la retención de moléculas con una cierta estructura o estereoquímica. CONCLUSIONES 1. Los tipos de suelo analizados son muy básicos. 2. El carbón activado tiene determinadas sustancias las cuales a reaccionar con el agua la dejan in olora, incolora e insavora. 3. En la titulación se gastaron más ml de hidróxido de sodio, debido a que la fenolftaleína, estaba pasada y los suelos eran básicos. 4. Los conocimientos adquiridos, son prácticos en nuestro campo, además satisfactorios para nuestra vida profesional.